Оксид срібла(I)
Систематична назва
Аргентум(I) оксид
Ідентифікатори
Номер CAS
20667-12-3 Номер EINECS
243-957-1 RTECS
VW4900000 SMILES
[O-2].[Ag+].[Ag+] [ 1] InChI
InChI=1S/2Ag.O/q2*+1;-2
Властивості
Молекулярна формула
Ag2 O
Молярна маса
231,735 г/моль
Зовнішній вигляд
чорні або коричневі кристали
Густина
7,14 г/см³
Тпл
280 °C[ 2]
Розчинність (етанол )
нерозчинний
Розчинність (кислоти )
розчинний
Розчинність (луги )
розчинний
Термохімія
Ст. ентальпія Δf H o 298 -31,1 кДж/моль
Ст. ентропія S o 298 121,3 Дж/(моль·К)
Теплоємність , c o p 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 наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки
Ця стаття про хімічну сполуку складу Ag
2 O. Про інші оксиди цього ряду див.
Оксид срібла .
Окси́д срі́бла(I), Арге́нтум(I) окси́д — неорганічна бінарна сполука з формулою Ag2 O.
Ag2 O практично не розчиняється у більшості відомих розчинників[ 3] 2 - [ 4] + гідролізується дуже слабко (1:40 000); у водному розчині аміаку розкладається з утворенням розчинних похідних.
Фоточутливий. При температурі вище 280 °C розкладається.[ 3]
Оксид може бути отриманий взаємодією нітрату срібла з лугом у водному розчині:
A
g
N
O
3
+
2
N
a
O
H
→
A
g
2
O
+
H
2
O
+
2
N
a
N
O
3
{\displaystyle \mathrm {AgNO_{3}+2NaOH{\xrightarrow {}}Ag_{2}O+H_{2}O+2NaNO_{3}} }
Це пов'язано з тим, що утворений під час реакції гідроксид срібла(I) швидко розкладається на оксид та воду[ 5]
2
A
g
O
H
→
A
g
2
O
+
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {2AgOH\rightarrow Ag_{2}O+H_{2}O} }
p K = 2.875[ 6] Більш чистий оксид срібла(I) може бути отриманий внаслідок анодного окислення металевого срібла в дистильованій воді[ 7]
Оксид срібла поступово чорніє на світлі, розкладаючись на прості речовини. При нагріванні ця реакція відбувається активніше:
2
A
g
2
O
→
200
o
C
4
A
g
+
O
2
{\displaystyle \mathrm {2Ag_{2}O{\xrightarrow {200^{o}C}}\ 4Ag+O_{2}} }
Свіжий осад Ag2 O легко взаємодіє з кислотами :
A
g
2
O
+
2
H
X
⟶
2
A
g
X
+
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {Ag_{2}O+2HX\longrightarrow 2AgX+H_{2}O} }
де HX = HF , HCl , HBr , HI , CF3 COOH. Також Ag2 O реагує з розчинами хлоридів лужних металів , утворюючи хлорид срібла і відповідний луг[ 8] [ 4]
В суспензіях оксид здатен відновлюватися до металу під дією водню , пероксиду водню , оксиду вуглецю CO:
A
g
2
O
+
H
2
→
40
o
C
2
A
g
+
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {Ag_{2}O+H_{2}{\xrightarrow {40^{o}C}}\ 2Ag+H_{2}O} }
A
g
2
O
+
H
2
O
2
⟶
2
A
g
+
O
2
+
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {Ag_{2}O+H_{2}O_{2}\longrightarrow 2Ag+O_{2}+H_{2}O} }
A
g
2
O
+
C
O
→
10
o
C
2
A
g
+
C
O
2
{\displaystyle \mathrm {Ag_{2}O+CO{\xrightarrow {10^{o}C}}\ 2Ag+CO_{2}} }
Ag2 O взаємодіє із розчинами ціанідів та амоніаку , утворюючи координаційні сполуки , в яких атом срібла утримує два ліганди :
A
g
2
O
+
4
K
C
N
+
H
2
O
⟶
2
K
[
A
g
(
C
N
)
2
]
+
2
K
O
H
{\displaystyle \mathrm {Ag_{2}O+4KCN+H_{2}O\longrightarrow 2K[Ag(CN)_{2}]+2KOH} }
A
g
2
O
+
2
N
H
3
+
H
2
O
⟶
2
[
A
g
(
N
H
3
)
2
]
O
H
{\displaystyle \mathrm {Ag_{2}O+2NH_{3}+H_{2}O\longrightarrow 2[Ag(NH_{3})_{2}]OH} }
Продукт останньої реакції, гідроксид діаммінсрібла, з часом розкладається з утворенням іміду срібла , який може легко детонувати:
2
[
A
g
(
N
H
3
)
2
]
O
H
⟶
A
g
2
N
H
+
3
N
H
3
+
2
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {2[Ag(NH_{3})_{2}]OH\longrightarrow Ag_{2}NH+3NH_{3}+2H_{2}O} }
Оксид срібла є активним окисником по відношенню до сполук хрому , альдегідів , галогенопохідних вуглеводнів :
3
A
g
2
O
+
2
C
r
(
O
H
)
3
+
4
N
a
O
H
⟶
2
N
a
2
C
r
O
4
+
6
A
g
+
5
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {3Ag_{2}O+2Cr(OH)_{3}+4NaOH\longrightarrow 2Na_{2}CrO_{4}+6Ag+5H_{2}O} }
У вигляді суспензій оксид срібла(I) використовується в медицині як антисептик . У поєднанні з оксидами CuO та MnO2 є ефективним каталізатором окиснення оксиду вуглецю CO за кімнатної температури, завдяки чому широко застосовується у виробництві протигазів .
↑ 11113-88-5 ↑ Розкладається.
↑ а б Merck Index of Chemicals and Drugs [Архівовано 1 лютого 2009 у Wayback Machine .] , 14th ed. monograph 8521↑ а б Cotton, F. Albert ; Wilkinson, Geoffrey (1966). Advanced Inorganic Chemistry (2nd Ed.) . New York:Interscience.↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E . Inorganic Chemistry. — Academic Press: San Diego, 2001. —ISBN 0-12-352651-5 .↑ Biedermann, George; Sillén, Lars Gunnar (1960). Studies on the Hydrolysis of Metal Ions. Part 30. A Critical Survey of the Solubility Equilibria of Ag2 O. Acta Chemica Scandinavica 14 : 717. doi :10.3891/acta.chem.scand.14-0717 . ↑ Патент РФ № 2390583
↑ General Chemistry by Linus Pauling, 1970 Dover ed. p703-704
-oxide-sample.jpg)
![{\displaystyle \mathrm {Ag_{2}O+4KCN+H_{2}O\longrightarrow 2K[Ag(CN)_{2}]+2KOH} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8dc2ed5571716a304a439ac8845a0f961b5eedd1)
![{\displaystyle \mathrm {Ag_{2}O+2NH_{3}+H_{2}O\longrightarrow 2[Ag(NH_{3})_{2}]OH} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/14f3aeb64d4fb35bd213550b5eba5405e71ce450)
![{\displaystyle \mathrm {2[Ag(NH_{3})_{2}]OH\longrightarrow Ag_{2}NH+3NH_{3}+2H_{2}O} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/efa4841b9c2381ba24b933fcb9c23158ffac8cab)
