Silber(I)-oxid

aus Wikipedia, der freien Enzyklopädie
Wechseln zu: Navigation, Suche
Kristallstruktur
Kristallstruktur von Silber(I)-oxid
__ Ag+      __ O2−
Allgemeines
Name Silber(I)-oxid
Andere Namen

Disilberoxid

Verhältnisformel Ag2O
CAS-Nummer 20667-12-3
Kurzbeschreibung

schweres, fast schwarzes, samtartiges Pulver[1]

Eigenschaften
Molare Masse 231,74 g·mol−1[2]
Aggregatzustand

fest

Dichte

7,2 g·cm−3[2]

Schmelzpunkt

230 °C (Zersetzung)[2]

Löslichkeit

praktisch unlöslich in Wasser[2]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [2]
03 – Brandfördernd 05 – Ätzend

Gefahr

H- und P-Sätze H: 272​‐​314
EUH: 044
P: 210​‐​301+330+331​‐​305+351+338​‐​309+310 [2]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [3][2]
Brandfördernd Ätzend
Brand-
fördernd
Ätzend
(O) (C)
R- und S-Sätze R: 8​‐​34​‐​44
S: 26​‐​36/37/39​‐​45
MAK

0,01 mg·m−3[2]

Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0

−31,1 kJ/mol[4]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche nicht möglich

Silber(I)-oxid (Ag2O) ist eine chemische Verbindung aus der Gruppe der Oxide.

Gewinnung und Darstellung[Bearbeiten]

Silber(I)-oxid ist das Reaktionsprodukt des Edelmetalls Silber mit Sauerstoff.

\mathrm{4 \ Ag + \ O_2 \longrightarrow 2 \ Ag_2O}

Man gießt zu Silbernitrat-Lösung Natronlauge oder Kalilauge. Silberoxid fällt im Alkalischen als brauner Niederschlag aus:

\mathrm{2 \ Ag^+ + 2 \ OH^- \longrightarrow \ Ag_2O + \ H_2O}

Eigenschaften[Bearbeiten]

Silber(I)-oxid ist ein braunes Pulver, das bei Einwirkung von Sonnenlicht nachdunkelt. Feuchtes Silber(I)-oxid ist sehr wenig lichtempfindlich und zersetzt sich beim Trocknen etwas. Es besitzt eine Kristallstruktur vom Cu2O-Typ mit der Raumgruppe Pn3 m (a = 4,752 Å) und eine Bildungsenthalpie von −30,5 kJ/mol.[5] Aufschlämmungen von Silberoxid in Wasser reagieren deutlich alkalisch, da in Umkehrung der obigen Reaktion Silber- und Hydroxidionen gebildet werden[6].

In Umkehrung der Synthesereaktion wird Silber(I)-oxid beim Erhitzen wieder in die Elemente Silber und Sauerstoff zersetzt (Thermolyse).

\mathrm{2 \ Ag_2O \ \xrightarrow {\Delta T}\ 4 \ Ag + \ O_2}

An der Luft reagiert Silber(I)-oxid mit Kohlenstoffdioxid zu Silbercarbonat:

\mathrm{Ag_2O + \ CO_2 \longrightarrow \ Ag_2CO_3}

Verwendung[Bearbeiten]

In der präparativen organischen Chemie wird Silber(I)-oxid in einer Variante der Williamson-Ethersynthese verwendet.[7]

Williamson silveroxid.svg

Silber(I)-oxid ist in Wärmeleitpaste zur Weiterleitung der Prozessorwärme an den Kühlkörpern im Computer enthalten, da es eine hohe Wärmeleitfähigkeit besitzt.

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1.  Thieme Chemistry (Hrsg.): RÖMPP Online - Version 3.5. Georg Thieme Verlag KG, Stuttgart 2009.
  2. a b c d e f g h Eintrag zu CAS-Nr. 20667-12-3 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 06.08.2010 (JavaScript erforderlich)
  3. Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Gemischen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  4. David R. Lide (Ed.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90th Edition (Internet Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Standard Thermodynamic Properties of Chemical Substances, S. 5-4.
  5.  Georg Brauer: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. Band II, 1978, ISBN 3-432-87813-3, S. 998.
  6. A. F. Holleman, E. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Walter de Gruyter & Co. Berlin 1995, 101. Auflage, ISBN 3-11-012641-9
  7. Organic Syntheses, Coll. Vol. 7, p.386 (1990); Vol. 60, p.92 (1981). Link (PDF; 203 kB)