Оксид срібла(I)

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Оксид срібла(I)
Silver(I)-oxide-sample.jpg
Систематична назва Аргентум(I) оксид
Ідентифікатори
Номер CAS 20667-12-3
Властивості
Молекулярна формула Ag2O
Молярна маса 231,735 г/моль
Зовнішній вигляд чорні або коричневі кристали
Густина 7,14 г/см³
Тпл 280 °C[1]
Розчинність (етанол) нерозчинний
Розчинність (луги) розчинний
Термохімія
Ст. ентальпія
утворення
ΔfHo298
-31,1 кДж/моль
Ст. ентропія So298 121,3 Дж/(моль·К)
Теплоємність, cop 65,9 Дж/(моль·К)
Пов'язані речовини
Інші аніони гідроксид срібла(I), нітрат срібла(I), хлорид срібла,
Інші катіони оксид срібла(III)
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Окси́д срі́бла(I), Арге́нтум(I) окси́д — неорганічна бінарна сполука з формулою Ag2O.

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Ag2O практично не розчиняється у більшості відомих розчинників[2], виключаючи ті, з якими він взаємодіє хімічно. У воді він утворює незначне число іонів Ag(OH) 2-[3]. Іон Ag+ гідролізується дуже слабко (1:40 000); у водному розчині аміаку розкладається з утворенням розчинних похідних.

Фоточутливий. При температурі вище 280 °C розкладається.[2]

Отримання[ред.ред. код]

Оксид може бути отриманий взаємодією нітрату срібла з лугом у водному розчині:

\mathrm{ AgNO_3 + 2NaOH \xrightarrow{} Ag_2O + H_2O + 2NaNO_3}

Це пов'язано з тим, що утворений під час реакції гідроксид срібла(I) швидко розкладається на оксид та воду[4]:

\mathrm{2AgOH \rightarrow Ag_2O + H_2O} (pK = 2.875[5])

Більш чистий оксид срібла(I) може бути отриманий внаслідок анодного окислення металевого срібла в дистильованій воді[6].

Хімічні властивості[ред.ред. код]

Оксид срібла поступово чорніє на світлі, розкладаючись на прості речовини. При нагріванні ця реакція відбувається активніше:

\mathrm{ 2Ag_2O \xrightarrow{200^oC} 4Ag + O_2}

Свіжий осад Ag2O легко взаємодіє з кислотами:

\mathrm{Ag_2O + 2HX \rightarrow 2AgX + H_2O},

де HX = HF, HCl, HBr, HI, HO2CCF3. Також Ag2O реагує з розчинами хлоридів лужних металів, утворюючи хлорид срібла і відповідний луг[7][3].

В суспензіях оксид здатен відновлюватися до металу під дією водню, пероксиду водню, оксиду вуглецю CO:

\mathrm{ Ag_2O + H_2 \xrightarrow{40^oC} 2Ag + H_2O}
\mathrm{ Ag_2O + H_2O_2 \xrightarrow{} 2Ag + O_2 + H_2O}
\mathrm{ Ag_2O + CO \xrightarrow{10^oC} 2Ag + CO_2}

Ag2O взаємодіє із розчинами ціанідів та амоніаку, утворюючи координаційні сполуки, в яких атом Аргентуму утримує два ліганди:

\mathrm{ Ag_2O + 4KCN + H_2O \xrightarrow{} 2K[Ag(CN)_2] + 2KOH}
\mathrm{ Ag_2O + 2NH_3 + H_2O \xrightarrow{} 2[Ag(NH_3)_2]OH}

Продукт останньої реакції, гідроксид диаммінсрібла, з часом розкладається з утворенням іміду срібла, який може легко детонувати:

\mathrm{ 2[Ag(NH_3)_2]OH \xrightarrow{} Ag_2NH + 3NH_3 + 2H_2O}

Оксид срібла є активним окисником по відношенню до сполук хрому, альдегідів, галогенпохідних вуглеводнів:

\mathrm{ 3Ag_2O + 2Cr(OH)_3 + 4NaOH \xrightarrow{} 2Na_2CrO_4 + 6Ag + 5H_2O}

Застосування[ред.ред. код]

У вигляді суспензій оксид срібла(I) використовується в медицині в якості антисептика. У поєднанні з оксидами CuO та MnO2 є ефективним каталізатором окиснення оксиду вуглецю CO за кімнатної температури, завдяки чому широко застосовується у виробництві протигазів.

Примітки[ред.ред. код]

  1. Розкладається.
  2. а б Merck Index of Chemicals and Drugs, 14th ed. monograph 8521
  3. а б Cotton, F. Albert; Wilkinson, Geoffrey (1966). Advanced Inorganic Chemistry (2nd Ed.). New York:Interscience.  Advanced Inorganic Chemistry by Cotton and Wilkinson, 2nd ed. p1042
  4. Holleman, A. F.; Wiberg, E. Inorganic Chemistry. — Academic Press: San Diego, 2001. —ISBN 0-12-352651-5.
  5. Biedermann, George; Sillén, Lars Gunnar (1960). «Studies on the Hydrolysis of Metal Ions. Part 30. A Critical Survey of the Solubility Equilibria of Ag2O». Acta Chemica Scandinavica 14. с. 717. doi:10.3891/acta.chem.scand.14-0717. 
  6. Патент РФ № 2390583
  7. General Chemistry by Linus Pauling, 1970 Dover ed. p703-704

Посилання[ред.ред. код]

  • Розкладання оксиду при нагріванні(англ.)(Перевірено 23 березня 2010)
  • CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL): CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
  • Рипан Р., Чертяну И. Неорганическая химия: Химия металлов / В. И. Спицын. — М.: «Мир», 1972. — Т. 2. — 871 с. (рос.)