Silber(I)-oxid

Kristallstruktur
_ Ag+ 0 _ O2−
Allgemeines
Name	Silber(I)-oxid
Andere Namen	Disilberoxid SILVER OXIDE (INCI)[1]
Verhältnisformel	Ag2O
Kurzbeschreibung	schweres, fast schwarzes, samtartiges Pulver[2]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 20667-12-3 EG-Nummer 243-957-1 ECHA-InfoCard 100.039.946 PubChem 9794626 ChemSpider 7970393 DrugBank DB15668 Wikidata Q407815
Eigenschaften
Molare Masse	231,74 g·mol−1
Aggregatzustand	fest[2]
Dichte	7,2 g·cm−3 (20 °C)[3]
Schmelzpunkt	130 °C (Zersetzung)[3]
Löslichkeit	praktisch unlöslich in Wasser[3]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung[3] Gefahr H- und P-Sätze H: 271​‐​318​‐​410 P: 210​‐​220​‐​280​‐​283​‐​305+351+338[3]
MAK	0,01 mg·m−3[3]
Toxikologische Daten	2820 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)[3]
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.

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

Gewinnung und Darstellung

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

${\displaystyle \mathrm {4\ Ag+\ O_{2}\longrightarrow 2\ Ag_{2}O} }$

Zur Gewinnung gießt man Silbernitrat-Lösung zu Natronlauge oder Kalilauge. Silberoxid fällt dann im Alkalischen als brauner Niederschlag aus:

${\displaystyle \mathrm {2\ Ag^{+}+2\ OH^{-}\longrightarrow \ Ag_{2}O+\ H_{2}O} }$

Eigenschaften

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 Pn3m (Raumgruppen-Nr. 224)Vorlage:Raumgruppe/224 (a = 475,2 pm) 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).

${\displaystyle \mathrm {2\ Ag_{2}O\ {\xrightarrow {\Delta {\mathit {T}}}}\ 4\ Ag+O_{2}} }$

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

${\displaystyle \mathrm {Ag_{2}O+\ CO_{2}\longrightarrow \ Ag_{2}CO_{3}} }$

Verwendung

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

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

Silber(I)-oxid ist Bestandteil der Silberoxid-Zink-Batterie, die in Armbanduhren und anderen Kleingeräten eingesetzt wird.

Einzelnachweise

1. ↑ Eintrag zu SILVER OXIDE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 4. Mai 2020.
2. ↑ ^{a b} Eintrag zu Silberoxide. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 19. September 2014.
3. ↑ ^{a b c d e f g} Eintrag zu Silber(I)-oxid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 3. Januar 2023. (JavaScript erforderlich)
4. ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Standard Thermodynamic Properties of Chemical Substances, S. 5-4.
5. ↑ Georg Brauer (Hrsg.), unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band II, Ferdinand Enke, Stuttgart 1978, ISBN 3-432-87813-3, S. 998.
6. ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9.
7. ↑ Masato Tanabe and Richard H. Peters: (R,S)-Mevalonolactone-2-¹³C In: Organic Syntheses. 60, 1981, S. 92, doi:10.15227/orgsyn.060.0092; Coll. Vol. 7, 1990, S. 386 (PDF).