Teluro

Elemento químico de símbolo Te, número atómico 52 y peso atómico 127.60. 
Existen ocho isótopos estables del telurio. El telurio constituye aproximadamente el 10^-9 % de la roca ígnea que hay en la Tierra. Se encuentra como elemento libre, asociado algunas veces con selenio, y también existe como telururo de silvanita (teluro gráfico), nagiagita (telurio negro), hessita, tetradimita, altaita, coloradoita y otros telururos de plata y oro, así como el óxido, telurio ocre.
Existen dos modificaciones alotrópicas importantes del telurio elemental: La forma cristalina y la amorfa.
La forma cristalina tiene un color blanco plateado y apariencia metálica. Esta forma se funde a 449.5ºC (841.6ºF). Tiene una densidad relativa de 6.24 y una dureza de 2.5 en la escala de Mohs. La forma amorfa (castaña) tiene una densidad relativa de 6.015. El telurio se quema en aire despidiendo una flama azul y forma dióxido de telurio, TeO₂. Reacciona con los halógenos, pero no con azufre o selenio, y forma, entre otros productos, tanto el anión telururo dinegativo (Te^2-), que se asemeja al selenuro, como el catión tetrapositivo (Te⁴⁺), que se parece al platino (IV).
El telurio se utilizó inicialmente como aditivo del acero para incrementar su ductilidad, como abrillantador en electroplateados, como aditivo en catalizadores para la desintegración catalítica del petróleo, como material colorante de vidrios y como aditivo del plomo para incrementar su fuerza y resistencia a la corrosión.


                                      

Nombre

Teluro

Número atómico

52

Valencia

+2,-2,4,6

Estado de oxidación

-2

Electronegatividad

2,1

Radio covalente (Å)

1,35

Radio iónico (Å)

2,21

Radio atómico (Å)

1,60

Configuración electrónica

[Kr]4d¹⁰5s²5p⁴

Primer potencial de ionización (eV)

9,07

Masa atómica (g/mol)

127,60

Densidad (g/ml)

6,24

Punto de ebullición (ºC)

989,8

Punto de fusión (ºC)

449,5

Descubridor

Franz Muller von Reichenstein en 1782

Efectos del Teluro sobre la salud

Afortunadamente, los compuestos del telurio se encuentran muy raramente.

Son teratógenos y deben ser manejados solamente por químicos competentes ya que la ingestión incluso en pequeñas cantidades provoca un terrible mal aliento y un espantoso olor corporal.

Vías de exposición: La sustancia puede ser absorbida por el cuerpo por medio de la inhalación de su aerosol.

Riesgo de inhalación: La evaporación a 20°C es insignificante; sin embargo cuando se dispersa se puede alcanzar rápidamente una concentración dañina de partículas suspendidas en el aire. Efectos de la inhalación: Somnolencia. Boca seca. Gusto metálico. Dolor de cabeza. Olor a ajo. Náuseas.

Efectos de la exposición a corto plazo: El aerosol de esta sustancia irrita los ojos y el tracto respiratorio. La sustancia puede tener efectos en el hígado y el sistema nervioso central. La exposición puede resultar en aliento de ajo. Se recomienda observación médica. Ingestión: Dolores abdominales. Estreñimiento. Vómitos.

Peligros químicos: Cuando se calienta se forman vapores tóxicos. Reacciona vigorosamente con halógenos o interhalógenos provocando riesgo de incendio. Reacciona con el zinc con incandescencia. El siluro de litio ataca al teluro con incandescencia. Combustible. Las partículas dispersas en el aire forman mezclas explosivas en el aire.



Efectos ambientales del Teluro

No es peligros o es facilmente transformado en inocuo por procesos naturales.
Cuando es calentado para descomponerlo, el cloruro de teluro puede emitir vapores toxicos de teluro y  cloro.

 

Cesio

Elemento químico, Cs, con número atómico 55 y peso atómico de 132.905, el más pesado de los metales alcalinos en el grupo IA de la tabla periódica, a excepción del francio, miembro radiactivo de la familia de los metales alcalinos. El cesio es un metal blando, ligero y de bajo punto de fusión. Es el más reactivo de los metales alcalinos y en realidad es el menos electronegativo y el más reactivo de todos los elementos. El cesio reacciona en forma vigorosa con oxígeno para formar una mezcla de óxidos. En aire húmedo, el calor de oxidación puede ser suficiente para fundir y prender el metal. El cesio no reacciona con nitrógeno para formar nitruros, pero reacciona con el hidrógeno a temperaturas altas para producir un hidruro muy estable; reacciona en forma violenta con el agua y aun con hielo a temperaturas hasta -116ºC (-177ºF) así como con los halógenos, amoniaco y monóxido de carbono.  En general, con compuestos orgánicos el cesio experimenta los mismos tipos de reacciones que los otros metales alcalinos, pero es mucho más reactivo.
El cesio no es muy abundante en la corteza terrestre, hay sólo 7 partes por millón (ppm). Al igual que el litio y el rubidio, se encuentra como un constituyente de minerales complejos y no en forma de halogenuros relativamente puros, como en el caso del sodio y potasio. El litio, el rubidio y el cesio con frecuencia se hallan juntos en minerales lepidolíticos como los existentes en Rodesia. El cesio metálico se utiliza en celdas fotoeléctricas, instrumentos espectrográficos, contadores de centelleo, bulbos de radio, lámparas militares de señales infrarrojas y varios aparatos ópticos y de detección. Los compuestos de cesio se usan en la producción de vidrio y cerámica, como absorbentes en plantas de purificación de dióxido de carbono, como componentes en bulbos de radio y en microquímica. Las sales de cesio se han utilizado en medicina como agentes antishock después de la administración de drogas de arsénico. El isótopo cesio-137 está sustituyendo al colbalto-60 en el tratamiento del cáncer.





                                  


Nombre

Cesio

Número atómico

55

Valencia

1

Estado de oxidación

+1

Electronegatividad

0,8

Radio covalente (Å)

2,25

Radio iónico (Å)

1,69

Radio atómico (Å)

2,67

Configuración electrónica

[Xe]6s¹

Primer potencial de ionización (eV)

2,25

Masa atómica (g/mol)

132,905

Densidad (g/ml)

1,90

Punto de ebullición ( ºC)

690

Punto de fusión ( ºC)

28,7

Descubridor

Fustov Kirchhoff en 1860

Efectos del Cesio sobre la salud

Los humanos pueden estar expuestos al Cesio por respiración, por beberlo, o por comerlo. En el aire los niveles de Cesio son generalmente bajo, pero el Cesio radiactivo ha sido detectado en algunos niveles en aguas superficiales y en muchos tipos de comidad.
La cantidad de cesio en comidas y aguas depende de la emisión de Cesio radiactivo de plantas de energía nuclear, mayoritariamente a través de accidentes. Estos accidentes no han ocurrido desde el desastre de Chernobyl en 1986. La gente que trabaja en industria de energía nuclear pueden estar expuestos a altos niveles de Cesio, pero muchas medidas de precaución pueden ser tomadas para prevenir esto. No es muy probable que la gente con experiencia en efecto sobre la salud que pueden ser relacionado con el mismo Cesio. Cuando hay un contacto con Cesio radiactivo, lo cual es altamente improbable, la persona puede experimentar daño en la célula debido a la radiacción de las partículas del Cesio. Debido a esto, efectos como náuseas, vómitos, diarreas, y hemorragias pueden ocurrir. Cuando la exposición es larga la gente puede incluso perder el conocimiento. Entrar en coma o incluso la muerte puede ocurrir. Como de serios son los efectos depende de la resistencia de cada persona y de la duración de la exposición y de la concentración a la que es expuesta la persona.

Efectos ambientales del Cesio

El cesio ocurre de forma natural en la naturaleza mayormente por erosión y desgastado de rocas y minerales. Es también liberado al aire, al agua y al suelo a través de la minería y fábricas de minerales. Los isótopos radiactivos del Cesio pueden sólo ser disminuidos en su concentración a través de la desintergración radiactiva. El Cesio no radiactivo puede también ser destruido cuando entra en el ambiente o reacciona con otros compuestos en moléculas muy específicas.
Tanto el Cesio radiactivo como el estable actuán de la misma manera química en los cuerpos de los humanos y los animales.
El Cesio en el aire puede viajar largas distancias antes de precipitar en la tierra. En el agua y en el suelo la mayoría de los compuestos del Cesio son muy solubles en agua. En suelos, de cualquiermanera, el Cesio no puede ser eliminado del agua subterránea. Permanece en las capas superiores del suelo y es fuertemente unido a las partículas del suelo y como resultado no queda disponible para ser tomado por las raices de las plantas. El Cesio radiactivo tiene la opción de entrar en las plantas por caer sobre las hojas. Animales que son expuestos a muy altas dosis de Cesio muestran cambios en el comportamiento, como es el incremento o el no incremento de la actividad.

Potasio

Elemento químico, símbolo K, número atómico 19 y peso atómico 39.098.
Ocupa un lugar intermedio dentro de la familia de los metales alcalinos después del sodio y antes del rubidio.
Este metal reactivo es ligero y blando. Se parece mucho al sodio en su comportamiento en forma metálica.
El cloruro de potasio se utiliza principalmente en mezclas fertilizantes. Sirve también como material de partida para la manufactura de otros compuestos de potasio (potacio). El hidróxido de potasio se emplea en la manufactura de jabones líquidos y el carbonato de potasio para jabones blandos. El carbonato de potasio es también un material de partida importante en la industria del vidrio. El nitrato de potasio se utiliza en fósforos, fuegos pirotécnicos y en artículos afines que requieren un agente oxidante.
El potasio es un elemento muy abundante y es el séptimo entre todos los elementos de la corteza terrestre; el 2.59% de ella corresponde a potasio en forma combinada. El agua de mar contiene 380 ppm, lo cual significa que el potasio es el sexto más abundante en solución.
Es más reactivo aún que el sodio y reacciona vigorosamente con el oxígeno del aire para formar el monóxido, K₂O, y el peróxido, K₂O₂. En presencia de un exceso de oxígeno, produce fácilmente el superóxido, KO₂.
El potasio no reacciona con el nitrógeno para formar nitruro, ni siquiera a temperaturas elevadas. Con hidrógeno reacciona lentamente a 200ºC (390ºF) y con rapidez a 350-400ºC (660-752ºF). Produce el hidruro menos estable de todos los metales alcalinos.
La reacción entre el potasio y agua o hielo es violenta, aun a temperaturas tan bajas como –100ºC (-148ºF). El hidrógeno que se desprende se inflama normalmente a la temperatura ambiente. La reacción con ácidos acuosos es aún más violenta y casi explosiva.




                        



Nombre

Potasio

Número atómico

19

Valencia

1

Estado de oxidación

+1

Electronegatividad

0,8

Radio covalente (Å)

1,96

Radio iónico (Å)

1,33

Radio atómico (Å)

2,35

Configuración electrónica

[Ar]4s¹

Primer potencial de ionización (eV)

4,37

Masa atómica (g/mol)

39,098

Densidad (g/ml)

0,97

Punto de ebullición (ºC)

760

Punto de fusión (ºC)

97,8

Descubridor

Sir Davy en 1808

Efectos del Potasio sobre la salud

El potasio puede ser encontrado en vegetales, frutas, patatas, carne, pan, leche y frutos secos. Juega un importante papel en los sistemas de fluidos físicos de los humanos y asiste en las funciones de los nervios. Cuando nuestros riñones no funcionan bien se puede dar la acumulación de potasio. Esto puede llevar a cabo una perturbación en el ritmo cardiáco.


Efectos ambientales del Potasio

Junto con el nitrógeno y el fósforo, el potasio es uno de los macronutrients esenciales para la supervivencia de las plantas.

Su presencia es de gran importancia para la salud del suelo, el crecimiento de las plantas y la nutrición animal. Su función primaria en las plantas es su papel en el mantenimiento de la presión osmótica y el tamaño de la célula, influyendo de esta forma en la fotosíntesis y en la producción de energía, así como en la apertura de los estomas y el aporte de dióxido de carbono, la turgencia de la planta y la translocación de los nutrientes. Como tal, el elemento es requerido en proporciones relativamente elevadas por las plantas en desarrollo.
Las consecuencias de niveles bajos de potasio se muestran por variedad de síntomas: restricción del crecimiento, reducción del florecimiento, cosechas enos abundantes y menor calidad de producción.
Elevados niveles de potasio soluble en el agua pueden causar daños a las semillas en germinación, inhiben la toma de otros minerals y reducen la calidad del cultivo.

Litio

El litio encabeza la familia de los metales alcalinos en la tabla periódica. En la naturaleza se encuentra como una mezcla de los isótopos Li6 y Li7. Es el metal sólido más ligero, es blando, de bajo punto de fusión y reactivo. Muchas propiedades físicas y químicas son tan o más parecidas a las de los metales alcalinotérreos que a las de su grupo.
El principal uso industrial del litio es en forma de estearato de litio como espesante para grasas lubricantes. Otras aplicaciones importantes de compuestos de litio son en cerámica, de modo específico en la formulación de esmaltes para porcelana; como aditivo para alargar la vida y el rendimiento en acumuladores alcalinos y en soldadura autógena y soldadura para latón. El litio es un elemento moderadamente abundante y está presente en la corteza terrestre en 65 partes por millón(ppm).
Esto lo coloca por debajo del níquel, cobre y tungsteno y por encima del cerio y estaño, en lo referente a abundancia.
Entre las propiedades físicas más notables del litio están el alto calor específico (capacidad calorifica), el gran intervalo de temperatura de la fase líquida, alta conductividad térmica, baja viscosidad y muy baja densidad. El litio metálico es soluble en aminas alifáticas de cadena corta, como la etilamina. Es insoluble en los hidrocarburos.
El litio experimenta un gran número de reacciones, tanto con reactivos orgánicos como inorgánicos. Reacciona con el oxígeno para formar el monóxido y el peróxido. Es el único metal alcalino que reacciona con el nitrógeno a temperatura ambiente para producir un nitruro, el cual es de color negro. Reacciona fácilmente con el hidrógeno a casi 500ºC (930ºF) para formar hidruro de litio. La reacción del litio metálico con agua es un extrmo vigorosa. El litio reacciona en forma directa con el carbono para producir el carburo. Se combina fácilmente con los halógenos y forma halogenuros con emisión de luz. Aunque no reacciona con hidrocarburos parafínicos, experimenta reacciones de adición con alquenos sustituidos por grupos arilo y dienos. También reacciona con compuestos acetilénicos, formando acetiluros de litio, los cuales son importantes en la síntesis de la vitamina A.
El compuesto principal del litio es el hidróxido de litio. Es un polvo blanco; el material comercial es hidróxido de litio monohidratado. El carbonato tiene aplicación en la industria de cerámica y en la medicina como un antidepresivo. Tanto el bromuro como el cloruro de litio forman salmueras concentradas que tienen la propiedad de absorber humedad en un intervalo amplio de temperaturas; estas salmueras se emplean en los sistemas comerciales de aire acondicionado.

                                        

Nombre

Litio

Número atómico

3

Valencia

1

Estado de oxidación

+1

Electronegatividad

1,0

Radio covalente (Å)

1,34

Radio iónico (Å)

0,60

Radio atómico (Å)

1,55

Configuración electrónica

1s²2s¹

Primer potencial de ionización (eV)

5,41

Masa atómica (g/mol)

6,941

Densidad (g/ml)

0,53

Punto de ebullición (ºC)

1330

Punto de fusión (ºC)

180,5

Descubridor

George Urbain en 1907

Efectos del Litio sobre la salud

Efectos de la exposición al litio:

Fuego: Inflamable. Muchas reacciones pueden causar fuego o explosión. Libera vapores (o gases) irritantes y tóxicos en un incendio.

Explosión: Riesgo de incendio y explosión en contacto con sustancias combustibles y agua.

Inhalación: Sensación de quemadura. Tos. Respiración trabajosa. Falta de aire. Dolor de garganta. Los síntomas pueden ser retrasados.

Piel: Enrojecimiento. Quemaduras cutáneas. Dolor. Ampollas. Ojos: Enrojecimiento. Dolor. Quemaduras severas y profundas.

Ingestión: Calambres abdominales. Dolor abdominal. Sensación de quemadura. Náuseas. Shock o colapso. Vómitos. Debilidad.

Vías de exposición: La sustancia puede ser absorbida por el cuerpo por inhalación de su aerosol y por ingestión.

Riesgo de inhalación: La evaporación a 20°C es insignificante; sin embargo cuando se dispersa se puede alcanzar rápidamente una concentración peligrosa de partículas suspendidas en el aire.

Efectos de la exposición a corto plazo: La sustancia es corrosiva para los ojos, la piel y el tracto respiratorio. Corrosivo si es ingerido. La inhalación de la sustancia puede causar edema pulmonar. Normalmente los síntomas del edema pulmonar no se manifiestan hasta después de unas horas y son agravados por el esfuerzo físico. El reposo y la observación médica son por lo tanto esenciales. Debe ser considerada la administración inmediata de un spray apropiado, por un médico o una persona autorizada por él.

Riesgos químicos: Su calentamiento puede provocar combustión violenta o explosión. La sustancia puede arder espontáneamente en contacto con el aire cuando se dispersa en finas partículas. Cuando se calienta se forman vapores tóxicos. Reacciona violentamente con oxidantes fuertes, ácidos y muchos compuestos (hidrocarburos, halógenos, halones, cemento, arena y asbestos) provocando peligro de incendio y explosión. Reacciona violentamente con el agua, formando gas hidrógeno altamente inflamable y vapores corrosivos de hidróxido de litio.


Efectos ambientales del Litio

El litio metálico reacciona con el nitrógeno, el oxígeno, y el vapor de agua en el aire. Consecuentemente, la superficie del litio se recubre de una mezcla de hidróxido de litio (LiOH), carbonato de litio (Li₂CO₃), y nitrato de litio (Li₃N). El hidróxido de litio representa un peligro potencialmente significativo porque es extremadamente corrosivo. Se debe prestar especial atención a los organismos acuáticos.

PLATA

 

Elemento químico, su símbolo Ag, número atómico 47 y masa atómica 107.870.

Es un metal lustroso de color blanco-grisáceo. Desde el punto de vista químico, es uno de los metales pesados y nobles; desde el punto de vista comercial, es un metal precioso. Hay 25 isótopos de la plata. Sus masas atómicas fluctúan entre 102 y 117.

En la mayor parte de sus aplicaciones, la plata se alea con uno o más metales. La plata, que posee las más altas conductividades térmica y eléctrica de todos los metales, se utiliza en puntos de contacto eléctricos y electrónicos. También se emplea mucho en joyería y piezas diversas. Entre la aleaciones en que es un componente están las amalgamas dentales y metales para cojinetes y pistones de motores.

La plata es un elemento bastante escaso. Algunas veces se encuentra en la naturaleza como elemento libre (plata nativa) o mezclada con otros metales. Sin embargo, la mayor parte de las veces se encuentra en minerales que contienen compuestos de plata. Los principales minerales de plata son la argentita, la cerargirita o cuerno de plata y varios minerales en los cuales el sulfuro de plata está combinado con los sulfuros de otros metales. Aproximadamente tres cuartas partes de la plata producida son un subproducto de la extracción de otros minerales, sobre todo de cobre y de plomo.

La plata pura es un metal moderadamente suave (2.5-3 en la escala de dureza de Mohs), de color blanco, un poco más duro que el oro. Cuando se pule adquiere un lustre brillante y refleja el 95% de la luz que incide sobre ella. Su densidad es 10.5 veces la del agua. La calidad de la plata, su pureza, se expresa como partes de plata pura por cada 1000 partes del metal total. La plata comercial tiene una pureza del 999 (ley 0.999).

Aunque la plata es el metal noble más activo químicamente, no es muy activa comparada con la mayor parte de los otros metales. No se oxida fácilmente (como el hierro), pero reacciona con el azufre o el sulfuro de hidrógeno para formar la conocida plata deslustrada.

Nombre

Plata

Número atómico

47

Valencia

1

Estado de oxidación

+1

Electronegatividad

1,9

Radio iónico (nm)

0,126

Radio atómico (nm)

0,144

Configuración electrónica

[ Kr ] 4d¹⁰ 5s¹

Primer potencial de ionización (kj/mol)

758

Segundo potencial de ionización (kj/mol)

2061

Potencial estándar

0,779 V (Ag⁺ / Ag)

Masa atómica (g/mol)

107,87 g.mol ^-1

Densidad (g/cm³ a 20^oC)

10,5

Punto de ebullición (ºC)

2212 °C

Punto de fusión (ºC)

962 °C

Descubridor

Los antiguos

Efectos de la Plata sobre la salud

Las sales solubles de plata, especialmente el nitrato de plata (AgNO₃), son letales en concentraciones de hasta 2 g. Los compuestos de plata pueden ser absorbidos lentamente por los tejidos corporales, con la consecuente pigmentación azulada o negruzca de la piel (argiria).

Contacto con los ojos:

Puede causar graves daños en la córnea si el líquido se pone en contacto con los ojos.

Contacto con la piel: 

Puede causar irritación de la piel. Contacto repetido y prolongado con le piel puede causar dermatitis alérgica.

Peligros de la inhalación:

Exposición a altas concentraciones del vapor puede causar mareos, dificultades para respirar, dolores de cabeza o irritación respiratoria. Concentraciones extremadamente altas pueden causar somnolencia, espasmos, confusión, inconsciencia, coma o muerte.

Peligros de la ingestión:

Moderadamente tóxico. Puede causar molestias estomacales, náuseas, vómitos, diarrea y narcosis. Si el material se traga y es aspirado en los pulmones o si se produce el vómito, puede causar neumonitis química, que puede ser mortal.

Órganos de destino: La sobre-exposición crónica a un componente o varios componentes de la plata tiene los siguientes efectos en los animales de laboratorio:

• Daños renales
• Daños oculares
• Daños pulmonares
• Daños hepáticos
• Anemia
• Daños cerebrales

La sobre-exposición crónica a un componente o varios componentes de la plata se supone que tiene los siguientes efectos en los humanos:

• Anormalidades cardiacas
• Se ha informado de la relación entre sobre-exposiciones repetidas y prolongadas a disolventes y daños cerebrales y del sistema nervioso permanentes.
• La respiración repetida o el contacto con la piel de la metil-etil-cetona puede aumentar la potencia de las neurotoxinas tales como el hexano si la exposición tiene lugar al mismo tiempo.

FUENTES DE EXPOSICIÓN AMBIENTAL

La plata es un metal raro, pero de origen natural. En 1978, la pérdida estimada de plata con el medio ambiente en los EE.UU. fue de 2,5 millones de kilos, principalmente a los ecosistemas terrestres y acuáticos, la industria fotográfica sólo representaban alrededor del 47% de toda la plata vertidas en el medio de fuentes antropogénicas (Smith & Carson, , 1977). Purcell y Peters (1998) cita un informe de Scow et al. (1981) que declaró que la pérdida estimada de plata con el medio ambiente en los EE.UU. en 1978 varió desde 2,4 hasta 2,5 millones de kilogramos. Veinte y nueve por ciento fue puesto en libertad en el medio acuático, mientras que el 68% fue lanzado a la tierra como los residuos sólidos. Se informó que el 30% de las emisiones totales provenientes de fuentes naturales y el 30% de desarrollo y fabricación de fotografía. En 1999, el lanzamiento estimada para el medio ambiente en los EE.UU. a través de emisiones, vertidos y eliminación de residuos de los sitios inscritos en el Inventario de Emisiones Tóxicas fueron 270 000 kg de plata y 1,7 millones de kilogramos de compuestos de plata. Emisiones al suelo asciende a 90% para los compuestos de plata y 40% para la plata, mientras que casi el 60% de las emisiones de plata fueron a través de la eliminación de residuos fuera del sitio (TRI, 1999).

La mayor parte de la plata perdida en el medio ambiente entra en los ecosistemas terrestres, donde se inmoviliza en forma de minerales, metales o aleaciones; las tierras agrícolas puede recibir hasta un 80 por 000 kg de plata por año a partir de residuos fotográficos en los lodos de depuradora. Se estima que 150 000 kg de plata entrar en el medio acuático cada año de la industria fotográfica, desechos de las minas, y galvanización (Smith & Carson, 1977). La atmósfera recibe 300 000 kg de plata cada año a partir de una variedad de fuentes.

 La plata se ha utilizado para adornos y utensilios de casi 5000 años y como un metal precioso, un medio monetaria, y una base de la riqueza de más de 2000 años.  En 1990, aproximadamente el 50% de la plata refinada se consumen en los EE.UU. se utilizó para la fabricación de productos fotográficos y de rayos X, el 25% en los productos eléctricos y electrónicos, el 10% en hardware galvanizado, sterlingware, y la joyería, el 5% en aleaciones de alta temperatura; y 10% en otros usos (Eisler, 1997). Debido a sus propiedades bacteriostáticas, los compuestos de plata se utilizan en los filtros y otros equipos para purificar el agua de la piscina y el agua potable y en el procesamiento de alimentos, medicamentos y bebidas (ATSDR, 1990). 

El nitrato de plata se ha utilizado durante muchos años como un tratamiento de colirios para evitar la oftalmia neonatal (ATSDR, 1990). Varios productos farmacéuticos que contienen plata se han utilizado por vía tópica en la piel o membranas mucosas para ayudar en la curación de pacientes quemados y para combatir las úlceras de la piel. Los medicamentos orales que contienen plata incluyen pastillas contra el tabaco contiene acetato de plata (AGC ₂ H ₃ O ₂ ), pastillas de menta cubiertos de plata, y las soluciones de nitrato de plata para el tratamiento de enfermedades de las encías (ATSDR, 1990). El uso médico generalizado de los compuestos de plata para la aplicación tópica a las membranas mucosas y para uso interno se ha convertido casi en desuso en los últimos 50 años debido al temor de argiria y el desarrollo de antimicrobianos y antibióticos de sulfonamida (Smith & Carson, 1977).