Silbercarbonat

Strukturformel
${\displaystyle \mathrm {\ \!\ {\Biggl [}} }$ ${\displaystyle \mathrm {\ \!\ {\Biggr ]}} }$
Allgemeines
Name	Silbercarbonat
Andere Namen	Silber(I)-carbonat SILVER BICARBONATE (INCI)[1]
Summenformel	Ag2CO3
Kurzbeschreibung	hellgelbes Pulver[2]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 534-16-7 EG-Nummer 208-590-3 ECHA-InfoCard 100.007.811 PubChem 92796 ChemSpider 83768 Wikidata Q417067
Eigenschaften
Molare Masse	275,75 g·mol^−1
Aggregatzustand	fest[2]
Dichte	6,08 g·cm^−3 (20 °C)[3]
Schmelzpunkt	218 °C (Zersetzung)[4]
Löslichkeit	schlecht in Wasser (32 mg·l^−1 bei 20 °C)[2]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung[5] Gefahr H- und P-Sätze H: 318​‐​410 P: 261​‐​273​‐​280​‐​305+351+338[5]
MAK	0,01 mg·m^−3[2]
Toxikologische Daten	2168 mg·kg^−1 (LD50, Maus, oral)[6][7] 3731 mg·kg^−1 (LD50, Ratte, oral)[6][7]
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf^0	−505,8 kJ/mol[8]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

Silbercarbonat ist eine chemische Verbindung des Silbers aus der Gruppe der Carbonate.

Gewinnung und Darstellung

Silbercarbonat lässt sich durch Fällung aus silberhaltigen Lösungen, beispielsweise von Silbernitrat, durch Alkalimetallcarbonate wie Natriumcarbonat gewinnen.[9]

${\displaystyle \mathrm {2\ AgNO_{3}+Na_{2}CO_{3}\longrightarrow Ag_{2}CO_{3}\downarrow +\ 2\ NaNO_{3}} }$

Eigenschaften

Frisch hergestelltes Silbercarbonat ist weiß und verfärbt sich schnell gelblich. Wie viele Silberverbindungen ist es lichtempfindlich und sollte daher im Dunklen aufbewahrt werden. Es kristallisiert im monoklinen Kristallsystem. Beim Erhitzen über 218 °C zersetzt es sich unter Abgabe von Kohlenstoffdioxid.[4]

${\displaystyle \mathrm {Ag_{2}CO_{3}{\xrightarrow {\triangle }}Ag_{2}O+CO_{2}\uparrow } }$

Während die Verbindung in Wasser nur schlecht löslich ist, löst sie sich gut in Säuren wie Salpetersäure oder Schwefelsäure, Kaliumcyanidlösung sowie in Kaliumcarbonatlösungen, wobei sich Doppelsalze bilden.[9]

Verwendung

Silbercarbonat findet in der organischen Synthesechemie Verwendung. Wird es auf Kieselgur aufgetragen, wirkt es als Oxidationsmittel. Eine bedeutende Rolle spielt die Verbindung in der Koenigs-Knorr-Methode. Hierbei werden aus halogensubstituierten Monosaccharid-Derivaten selektiv 1,2-trans-Glycoside gewonnen. Durch das Silber wird das Halogen gefällt, und es kann mit Alkoholen ein Glycosid gebildet werden.[9]

Koenigs-Knorr-Reaktion

Weiterhin wird es für die Gewinnung von Silberpulver[4] und für die Abtrennung von Chlorid, Bromid und Iodid bei der ionenchromatographischen Bestimmung von Anionen in Salzwasser genutzt.

Einzelnachweise

1. Eintrag zu SILVER BICARBONATE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 4. Mai 2020.
2. Datenblatt Silbercarbonat bei Merck, abgerufen am 23. April 2011.
3. David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Properties of the Elements and Inorganic Compounds, S. 4-88.
4. Andreas Brumby et al.: Silver, Silver Compounds, and Silver Alloys. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. 6. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim 2008, doi:10.1002/14356007.a24_107.pub2.
5. Eintrag zu Silbercarbonat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 20. Januar 2022. (JavaScript erforderlich)
6. Gigiena Truda i Professional’nye Zabolevaniya. (Labor Hygiene and Occupational Diseases). Vol. 27(12), Pg. 33, 1983.
7. Eintrag zu Silver carbonate in der ChemIDplus-Datenbank der United States National Library of Medicine (NLM), abgerufen am 17. August 2021. (Seite nicht mehr abrufbar, Inhalt nun verfügbar via PubChem ID 92796)
8. 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. 5-18.
9. Eintrag zu Silbercarbonat. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 15. Juli 2014.