РТУТЬ -и; ж. Химический элемент (Hg), жидкий тяжёлый металл серебристо-белого цвета (широко применяется в химии и электротехнике). Живой, как ртуть. (очень подвижный).

◊ Гремучая ртуть Взрывчатое вещество в виде белого или серого порошка.

* * *

ртуть (лат. Hydrargyrum), химический элемент II группы периодической системы. Серебристый жидкий металл (отсюда латинское название; от греческого hýdōr - вода и árgyros - серебро). Плотность при 20°C 13,546 г/см³ (тяжелее всех известных жидкостей), t_пл -38,87°C, t_кип 356,58°C. Пары ртути при высокой температуре и при электрическом разряде излучают голубовато-зелёный свет, богатый ультрафиолетовыми лучами. Химически стойка. Основной минерал - киноварь HgS; встречается также ртуть самородная. Используется при изготовлении термометров, манометров, газоразрядных приборов, в производстве хлора и гидроксида натрия (как катод). Сплавы ртути с металлами - амальгамы. Ртуть и многие её соединения ядовиты.

* * *

РТУТЬ - РТУ́ТЬ (лат. Hydrargyrum), Hg (читается «гидраргирум»), химический элемент с атомным номером 80, атомная масса 200,59.

Природная ртуть состоит из смеси семи стабильных нуклидов: ¹⁹⁶Hg (содержание 0,146% по массе), ¹⁹⁸Hg (10,02%), ¹⁹⁹Hg (16,84%), ²⁰⁰Hg (23,13%), ²⁰¹Hg (13,22%), ²⁰²Hg (29,80%) и ²⁰⁴Hg (6,85%). Радиус атома ртути 0,155 нм. Радиус иона Hg⁺ - 0,111 нм (координационное число 3), 0,133 нм (координационное число 6), иона Hg²⁺ - 0,083 нм (координационное число 2), 0,110 нм (координационное число 4), 0,116 нм (координационное число 6) или 0,128 нм (координационное число 8). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома ртути равны 10,438, 18,756 и 34,2 эВ. Расположена во IIВ группе, 6 периода периодической системы. Конфигурация внешнего и предвнешнего электронных слоев 5s²p⁶d¹⁰6s ². В соединениях проявляет степени окисления +1 и +2. Электроотрицательность по Полингу (см. ПОЛИНГ Лайнус) 1,9.

История открытия

Ртуть известна человечеству с древнейших времен. Обжиг киновари (см. КИНОВАРЬ) HgS, приводящий к получению жидкой ртути, использовали еще в 5 в. до н. э. в Междуречье (см. МЕСОПОТАМИЯ). Использование киновари и жидкой ртути описано в древних документах Китая, Ближнего Востока. Первое подробное описание получения ртути из киновари описано Теофрастом (см. ТЕОФРАСТ) около 300 лет до н. э.

В древности ртуть использовали для добычи золота (см. ЗОЛОТО (химический элемент)) из золотых руд. Этот способ основан на ее способности растворять многие металлы, образуя жидкие или легкоплавкие амальгамы (см. АМАЛЬГАМА). При прокаливании амальгамы золота летучая ртуть испаряется, золото остается. Во второй половине 15 в в Мексике применяли амальгамирование для извлечения из руды серебра (см. СЕРЕБРО).

Алхимики считали ртуть составной частью всех металлов, полагая, что изменением ее содержания можно осуществить превращение ртути в золото. Только в 20 в. физики установили, что в процессе ядерной реакции атомы ртути действительно превращаются в атомы золота. Но такой способ чрезвычайно дорог.

Жидкая ртуть - очень подвижная жидкость. Алхимики называли ртуть «меркурием» по имени римского бога Меркурия, славившегося своей быстротой в перемещении. В английском, французском, испанском и итальянском языках для ртути используется название «mercury». Современное латинское название происходит от греческих слов «хюдор» - вода и «аргирос» - серебро, т. е. «жидкое серебро».

Ртутные препараты использовали в медицине в средние века (ятрохимия (см. ЯТРОХИМИЯ)).

Нахождение в природе

Редкий рассеянный элемент. Содержание ртути в земной коре 7,0·10^-6% по массе. В природе ртуть встречается в свободном состоянии. Образует более 30 минералов. Основной рудный минерал киноварь. Минералы ртути в виде изоморфных примесей встречаются в кварце, халцедоне, карбонатах, слюдах, свинцово-цинковых рудах. Желтая модификация HgO встречается в природе в виде минерала монтроидита. В обменных процессах литосферы, гидросферы, атмосферы участвует большое количество ртути. Содержание ртути в рудах от 0,05 до 6-7%.

Получение

Первоначально ртуть получали из киновари (см. КИНОВАРЬ), помещая ее куски в вязанки хвороста и обжигая киноварь в кострах.

В настоящее время ртуть получают окислительно-восстановительным обжигом руд или концентратов при 700-800^оС в печах кипящего слоя, трубчатых или муфельных. Условно процесс может быть выражен:

HgS + O₂ = Hg + SO₂

Выход ртути при таком способе составляет около 80%. Более эффективен способ получения ртути путем нагревания руды с Fe (см. ЖЕЛЕЗО) и CaO:

HgS + Fe = Hg^- + FeS,

4HgS + 4CaO = 4Hg^- + 3CaS + CaSO₄.

Особо чистую ртуть получают электрохимическим рафинированием на ртутном электроде. При этом содержание примесей составляет от 1·10^-6 до 1·10^-7%.

Физические и химические свойства

Ртуть - серебристо-белый металл, в парах бесцветный. Единственный жидкий при комнатной температуре металл. Температура плавления -38,87°C, кипения 356,58°C. Плотность жидкой ртути при 20°C 13,5457 г/см³ , твердой ртути при -38,9°C - 14,193 г/см³.

Твердая ртуть - бесцветные кристаллы октаэдрической формы, существующая в двух кристаллических модификациях. «Высокотемпературная» модификация обладает ромбоэдрической решеткой a-Hg, параметры ее элементарной ячейки (при 78 К) а= 0,29925 нм, угол b = 70,74^о. Низкотемпературная модификация b-Hg обладает тетрагональной решеткой (ниже 79К).

С использованием ртути голландский физик и химик Х.Камерлинг-Оннес (см. КАМЕРЛИНГ-ОННЕС Хейке) в 1911 впервые наблюдал явление сверхпроводимости (см. СВЕРХПРОВОДИМОСТЬ). Температура перехода a-Hg в сверхпроводящее состояние 4,153К, b-Hg - 3,949К. При более высоких температурах ртуть ведет себя как диамагнетик (см. ДИАМАГНЕТИК). Жидкая ртуть не смачивает стекло и практически не растворяется в воде (в 100 г воды при 25°C растворяется 6·10^-6 г ртути).

Стандартный электродный потенциал пары Hg²⁺₂/Hg⁰ = +0.789 B, пары Hg²⁺/Hg⁰ = +0.854B, пары Hg²⁺/Hg²⁺₂= +0.920B. В неокисляющих кислотах ртуть не растворяется с выделением водорода (см. ВОДОРОД). (см. КИСЛОРОД)

Кислород (см. КИСЛОРОД) и сухой воздух при обычных условиях ртуть не окисляют. Влажный воздух и кислород при ультрафиолетовом облучении или электронной бомбардировке окисляют ртуть с поверхности с образованием оксидов.

Ртуть окисляется кислородом воздуха при температуре выше 300°C, образуя оксид ртути HgO красного цвета:

2Hg + O₂ = 2HgO.

Выше 340°C этот оксид разлагается на простые вещества.

При комнатной температуре ртуть окисляется озоном (см. ОЗОН).

Ртуть не реагирует при нормальных условиях с молекулярным водородом, но с атомарным водородом образует газообразный гидрид HgH. Ртуть не взаимодействует с азотом, фосфором, мышьяком, углеродом, кремнием, бором, германием.

С разбавленными кислотами ртуть не реагирует, но растворяется в царской водке (см. ЦАРСКАЯ ВОДКА) и в азотной кислоте. Причем, в случае с кислотой продукт реакции зависит от концентрации кислоты и соотношения ртути и кислоты. При избытке ртути, на холоду, протекает реакция:

6Hg + 8HNO_{3 разбавл.} = 3Hg₂(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

При избытке кислоты:

3Hg + 8HNO₃ = 3Hg(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

С галогенами (см. ГАЛОГЕНЫ) ртуть активно взаимодействует с образованием галогенидов (см. ГАЛОГЕНИДЫ). При реакциях ртути с серой (см. СЕРА), селеном (см. СЕЛЕН) и теллуром (см. ТЕЛЛУР) возникают халькогениды (см. ХАЛЬКОГЕНИДЫ) HgS, HgSe, HgTe. Эти халькогениды праrтически не растворимы в воде. Например, значение ПР HgS = 2·10^-52. Сульфид ртути растворяется только в кипящей HCl, царской водке (при этом образуется комплекс [HgCl₄]^2-) и в концентрированных растворах сульфидов щелочных металлов:

HgS + K₂S = K₂[HgS₂].

Сплавы ртути с металлами называют амальгамами (см. АМАЛЬГАМА). Стойкие к амальгамированию металлы - железо (см. ЖЕЛЕЗО), ванадий (см. ВАНАДИЙ), молибден (см. МОЛИБДЕН), вольфрам (см. ВОЛЬФРАМ), ниобий (см. НИОБИЙ) и тантал (см. ТАНТАЛ (химический элемент)). Со многими металлами ртуть образует интерметаллические соединения меркуриды.

Ртуть образует два оксида: оксид ртути(II) HgO и неустойчивый на свету и при нагревании оксид ртути(I) Hg₂O (черные кристаллы).

HgO образует две модификации - желтую и красную, отличающиеся размерами кристаллов. Красная модификация образуется при добавлении к раствору соли Hg²⁺ щелочи:

Hg(NO₃)₂ + 2NaOH = HgOЇ + 2NaNO₃ + H₂O.

Желтая форма химически более активна, при нагревании краснеет. Красная форма при нагревании чернеет, но приобретает прежний цвет при охлаждении.

При добавлении щелочи к раствору соли ртути(I) образуется оксид ртути (I) Hg₂O:

Hg₂(NO₃)₂ + 2NaOH = Hg₂O + H₂O + 2NaNO₃.

На свету Hg₂O распадается на ртуть и HgO, давая осадок черного цвета.

Для соединений ртути(II) характерно образование устойчивых комплексных соединений (см. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ):

2KI + HgI₂ = K₂[HgI₄],

2KCN + Hg(CN)₂ = K₂[Hg(CN)₄].

Соли ртути(I) содержат группировку Hg₂²⁺ со связью -Hg-Hg-. Получают эти соединения, восстанавливая соли ртути(II) ртутью:

HgSO₄ + Hg + 2NaCl = Hg₂Cl₂ + Na₂SO₄,

HgCl₂ + Hg = Hg₂Cl₂.

В зависимости от условий, соединения ртути(I) могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства:

Hg₂Cl₂ + Cl₂ = 2HgCl₂,

Hg₂Cl₂ + SnCl₂ = 2Hg + SnCl₄. (см. ПЕРОКСИДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ)

Пероксид (см. ПЕРОКСИДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ) HgO₂ - кристаллы; неустойчив, взрывается при нагревании и ударе.

Применение

Ртуть используют для изготовления катодов при электрохимическом получении едких щелочей и хлора, а также для полярографов, в диффузионных насосах, барометрах и манометрах; для определения чистоты фтора и его концентрации в газах. Парами ртути наполняют колбы газоразрядных ламп (ртутных и люминесцентных) и источников УФ излучения. Ртуть применяют при нанесении золотых покрытий и при добычи золота из руды. (см. РТУТИ ХЛОРИДЫ)

Сулема (см. РТУТИ ХЛОРИДЫ) - важнейший антисептик, применяют при разбавлениях 1:1000. Оксид ртути (II), киноварь HgS применяются для лечения глазных и кожных и венерических заболеваний. Киноварь также используют для приготовления чернил и красок. В древности из киновари готовили румяна. Каломель (см. КАЛОМЕЛЬ) используется в ветеринарии в качестве слабительного средства.

Физиологическое действие

Ртуть и ее соединения высокотоксичны. Пары и соединения ртути накапливаясь в организме человека, сорбируются легкими, попадают в кровь, нарушают обмен веществ и поражают нервную систему. Признаки ртутного отравления проявляются уже при содержании ртути в концентрации 0.0002-0.0003 мг/л. Пары ртути фитотоксичны, ускоряют старение растений.

При работе с ртутью и ее соединениями следует предотвращать ее попадание в организм через дыхательные пути и кожу. Хранят в закрытых сосудах.

Составить слова из слова ртуть

СЕРЕБРО́ -а́; ср.

1. Химический элемент (Ag), благородный металл серовато-белого цвета с блеском (используется для выделки ювелирных изделий и посуды, для чеканки монеты, в кино-, фото-, электронной и электротехнической промышленности, в медицине и т.п.). Самородное, чистое с. С. высокой пробы. Подсвечник из накладного серебра. Пустить с. на изготовление колец и брошей. Процентное содержание серебра в фотоплёнке. Роса блестит, как с.

2. собир. Изделия из этого металла (предметы домашнего обихода, посуда, украшения и т.п.). Получить в приданое фамильное с. В ушах носит только с. (о серьгах из такого металла). Чайное, столовое с. (о сервировке стола к чаю, обеду, обычно о ложках, вилках, ножах).

3. собир. Нити для вышивания или тканья, тянутые из этого металла. Блуза шита серебром. По всей кайме блистает с.

4. собир. Мелкая разменная монета из сплава, в который входит этот металл или никель (обычно в противопоставлении бумажным деньгам или меди). Звенеть серебром. Разменять с. на медь. Выдать на сдачу рубль серебром. Полный карман серебра. Пятёрку не разменяешь? - Нет, у меня только одно с.

5. Конкурсная или спортивная медаль из этого металла, символизирующая второе место в конкурсе, соревновании. Завоевать, выиграть, получить с. на чемпионате мира. Бороться в матче за с. Уступить с. спортсменам из Швеции. Фигуристы награждены серебром. □ собир. Команда увезла со спартакиады всё с.

6. Краска такого цвета (обычно содержащая частицы серебра). Густо накладывал на холст с. Сделать пару мазков серебром.

7. Цвета серебра; блестяще-белый или серовато-белый. Выкрасить шерсть в с. Небо чёрное с оттенком серебра. Мех шубки серый с серебром. При свете луны листья отливали серебром.

8. Трад.-поэт. О предметах или явлениях природы (обычно инее, свете луны, седине и т.п.). С. ковыля. Цветы под гнётом серебра росы. Деревья одеты в с. (покрыты инеем). Луна заливала поля серебром. Пряди волос уже тронуты серебром. * Вся в инее шапка большая, Усы, борода в серебре (Некрасов). Живое с. (публиц.; о выловленной промысловой рыбе).

9. Мелодичность, звонкость и чистота (голоса, звука). С. колокольного звона, бубенцов. С. сопрано. Трели рассыпаются серебром. Голосок девчушки звенел, наполняя комнату серебром.

◁ Серебри́шко, -а; ср. Уничиж. (2, 4-5 зн.). Собрал кое-какое с. и в скупку. Ни меди, ни серебришка нет - один стольник в кошельке! Сере́бряный (см.).

* * *

серебро́ (лат. Argentum), химический элемент I группы периодической системы. Благородный металл белого цвета, ковкий, пластичный; плотность 10,5 г/см³, t_пл 961,9°C. Имеет наивысшую среди металлов электрическую проводимость, теплопроводность, отражательную способность. Серебро химически малоактивно, в присутствии сероводорода чернеет. Известно с древнейших времён. Добывается главным образом из полиметаллических руд, в меньшей степени из серебряных руд. Основные потребители: кинофотопромышленность, электротехническая и электронная промышленность, производство ювелирных изделий. Серебро обладает бактерицидными свойствами: ионы Ag⁺ стерилизуют воду.

В силу своих естественных свойств (однородность, делимость, сохраняемость, портативность) наряду с золотом играло роль всеобщего эквивалента, то есть денег. С XVI до конца XIX вв. преобладало в денежном обращении европейских стран (серебряный монометаллизм или биметаллизм). С конца XIX в. большинство стран перешло к золотому монометаллизму. Серебряная валюта сохранялась до 30-х гг. XX в. в Китае, Иране, Афганистане.

* * *

СЕРЕБРО - СЕРЕБРО́ (лат. Аrgentum, от греческого ) Ag, (читается «aргентум»), химический элемент c атомным номером 47, атомная масса 107,8682. Природное серебро состоит из двух стабильных изотопов ¹⁰⁷Ag (51,35% по массе) и ¹⁰⁹Ag (48,65%).

Расположено в IB группе 5 периоде периодической системы элементов. Электронная конфигурация двух внешних электронных слоев 4s²p⁶d¹⁰5s¹. Радиус атома 0,144 нм. Радиус иона Ag⁺ 0,100 нм (координационное число 4) и 0,115 нм (6), иона Ag²⁺0,079 (4) и 0,094 (6). Энергии последовательной ионизации 7,576, 21,487, 34,83 эВ. Степени окисления +1 (наиболее характерна), +2 и +3 (валентность I, II, III). Электроотрицательность по Полингу (см. ПОЛИНГ Лайнус) 1,93.

Историческая справка

Серебро известно с древнейших времен, уже в 4 тысячелетии до нашей эры из него изготавливали украшения и монеты. Серебро считалось металлом, связанным с Луной.

Нахождение в природе

Содержание в земной коре 7·10^-6% по массе. Встречается в самородном виде. Известно более 60 серебросодержащих минералов, среди них: аргентит (см. АРГЕНТИТ) Ag₂S, кераргирит (см. ХЛОРАРГИРИТ) AgCl, пираргирит (см. ПИРАРГИРИТ) Ag₃[SbS₃] и прустит (см. ПРУСТИТ) Ag₃[AsS₃], галогениды (см. ГАЛОГЕНИДЫ) серебра, антимониды (см. АНТИМОНИДЫ) и арсениды (см. АРСЕНИДЫ). Месторождения серебра делятся на собственно серебряные руды (содержание серебра выше 50%) и комплексные полиметаллические руды цветных и тяжелых металлов (содержание серебра до 10-15%). Комплексные месторождения обеспечивают 80% добычи серебра. Основные месторождения таких руд сосредоточены в Мексике, Канаде, Австралии, Перу, США, Боливии и Японии.

Получение

В древности серебро извлекали из руд обработкой их ртутью. (см. РТУТЬ) В настоящее время применяется цианидное выщелачивание.

При этом образуются растворимые в воде комплексные цианиды серебра:

Ag₂S + 4NaCN = 2Na[Ag(CN)₂] +Na₂S.

Чтобы сместить равновесие вправо, через него пропускают воздух. Сульфид-ионы при этом окисляются до тиосульфат-ионов (ионов S₂O₃^2-) и сульфат-ионов (ионов SO₄^2-).

Из цианидного раствора серебро выделяют цинковой пылью:

2Na[Ag(CN)₂] + Zn = Na₂[Zn(CN)₄] + 2Ag.

Для получения серебра очень высокой чистоты (99,999%) его подвергают электрохимическому рафинированию в азотной кислоте (см. АЗОТНАЯ КИСЛОТА) или растворению в концентрированной серной кислоте. (см. СЕРНАЯ КИСЛОТА) При этом серебро переходит в раствор в виде сульфата Ag₂SO_4. Добавление меди или железа вызывает осаждение металлического серебра:

Ag₂SO₄ + Cu = 2Ag + CuSO_4.

Физические и химические свойства

Серебро - белый блестящий металл, с кубической гранецентрированной решеткой, a = 0,4086 нм. Плотность 10,491 г/см³, температура плавления 961,93°C, кипения 2167°C. Серебро мягкий и пластичный металл, с теплопроводностью 419 Вт/м^-1·К^-1 при 20°C и самой высокой электропроводимостью (удельное сопротивление r 1,59 мкОм·см при 0°C). Примеси, присутствующие в серебре даже в незначительных количествах, ухудшают его механические свойства.

Степень отражения серебра в инфракрасном диапазоне 98%, a видимой области спектра - 95%.

Серебро легко вытесняется более активными металлами из своих соединений. Углем, водородом и другими восстановителями серебро восстанавливается до металла. Например, образование тонкого слоя серебра на чистой стеклянной поверхности при взаимодействии альдегида (см. АЛЬДЕГИДЫ) с aммиачным раствором соли серебра:

2[Ag(NH₃)₂]NO₃ + 2H₂O + HCOH = 2AgЇ + HCOONH₄ + 2NH₄NO₃ + NH₃·H₂O.

Стандартный электродный потенциал пары Ag⁺/Ag⁰ 0,799В, в неокисляющих кислотах серебро не растворяется. С кислотами-окислителями, особенно с HNO₃ активно взаимодействует:

3Ag + 4HNO_{3 (30%-ная)} = 3AgNO₃ + NO + 2H₂O.

При нагревании серебро реагирует с концентрированной серной (см. СЕРНАЯ КИСЛОТА) кислотой:

2Ag + 2H₂SO_{4 (конц.)} = Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O.

При комнатной температуре не окисляется кислородом (см. КИСЛОРОД) воздуха, при 170°C его поверхность покрывается пленкой Ag₂O. Озон (см. ОЗОН) в присутствии влаги окисляет серебро до высших оксидов [AgO] или Ag₂O₃.

Оксид серебра(I) Ag₂O выпадает в осадок при добавлении щелочи к растворам солей серебра(I), так как гидроксид серебра [AgOH] неустойчив и разлагается на оксид и воду:

2AgNO₃ + 2NaOH = Ag₂O + 2NaNO₃ + H₂O

При нагревании оксид серебра(I) Ag₂O разлагается на простые вещества:

2Ag₂O = 4Ag + O₂ (см. ВОДОРОД)

Водород восстанавливает Ag₂O. С перекисью водорода (см. ВОДОРОДА ПЕРОКСИД) Ag₂O взаимодействует при комнатной температуре:

Ag₂O + H₂O₂ = 2Ag + H₂O + O₂.

Соли серебра, взаимодействуя с ороксодисульфатом в щелочной среде, образуют осадок AgO, который является соединением Ag^IAg^IIIO₂.

Взаимодействуя с HF, Ag₂O образует раствор oторид серебра AgF. Остальные галогениды серебра нерастворимы в воде и в кислых водных растворах. Но AgCl при нагревании растворяется в насыщенном растворе поваренной соли, так как образуется растворимый комплекс серебра:

AgCl + NaCl =Na[AgCl₂]

Мелкодисперсные галогениды серебра разлагаются на свету:

2AgBr = 2Ag + Br₂.

При действии фтора на фторид серебра(I) AgF получен фторид серебра (II) AgF₂.

На воздухе в присутствии сероводорода (см. СЕРОВОДОРОД) серебро окисляется до сульфида:

4Ag + O₂ + 2H₂S = 2Ag₂S + 2H₂O

При нагревании смеси фторида серебра AgF и фторидов щелочных металлов в атмосфере газообразного фтора получены соединения Ag(III):

KF + AgF + F₂ = KAgF_4.

Все эти соединения серебра(III) неустойчивы и разлагаются при наличии следов влаги. Высокой стабильностью обладает только комплекс Ag³⁺ с этилендибигуанидином, который образуется в виде красной соли при действии водного пероксодисульфата калия в присутствии сульфата этилендибигуанидина на Ag₂SO₄.

Применение

Около 30-40% всего производимого серебра расходуется на производство кино и фотоматериалов. 20% серебра в виде сплавов с золотом (см. ЗОЛОТО (химический элемент)), палладием (см. ПАЛЛАДИЙ (химический элемент)), медью (см. МЕДЬ) или цинком (см. ЦИНК (химический элемент)) используется для изготовления контактов, припоев, проводящих слоев в электротехнике и электронике.

20-25% произведенного серебра служит для производства серебряно-цинковых аккумуляторов. Из сплава на основе серебра изготовляют монеты, ювелирные изделия, украшения и столовую посуду.

Содержание серебра в бытовых серебряных изделий отражает «проба», штамп, указывающий массовую долю серебра в сплаве. Серебро используют для серебрения зеркал, аппаратов в пищевой промышленности, как катализатор дожигания CO в автомобильных двигателях, восстановления NO и реакций окисления в органическом синтезе.

Сплавы серебра с Cu, Au, Pb, Hg находят применение в стоматологии в качестве пломбирующего и протезирующего материала. Нитрат серебра AgNO₃ в медицине используют вместе с нитратом калия и называют ляписом. Использование колларгола (коллоидного раствора серебра) основано на вяжущих, прижигающих и антисептических свойствах.

Физиологическое действие

Серебро - примесный микроэлемент растительных и животных организмов. В организме человека общее содержание серебра составляет несколько десятых грамма. Физиологическая роль серебра неясна. Соединения серебра токсичны. При попадании в организм больших доз растворимых солей серебра наступает острое отравление, сопровождающееся некрозом слизистой желудочно-кишечного тракта. Первая помощь при отравлении - промывание желудка раствором хлорида натрия NaCl, при этом образуется нерастворимый хлорид серебра AgCl, который и выводится из организма.

Ион Ag⁺, попадая на тело, вызывает ожог.

Серебро бактерицидно, при 40-200 мкг/л погибают неспоровые бактерии, а при более высоких концентрациях - споровые.

ПДК серебра в воздухе 0,1-0,5 мг/м³.

Составить слова из слова серебро