Silber(I)-oxid

Kristallstruktur
__ 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] Gefahr H- und P-Sätze H: 272-314 EUH: 044 P: 210-​301+330+331-​305+351+338-​309+310 [2] EU-Gefahrstoffkennzeichnung [2] 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]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

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Silber(I)-oxid (Ag₂O) ist ein Reaktionsprodukt des Edelmetalls Silber mit Sauerstoff.

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

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

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

Aufschlämmungen von Silberoxid in Wasser reagieren deutlich alkalisch, da in Umkehrung der obigen Reaktion Silber- und Hydroxidionen gebildet werden^[3].

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 Kohlendioxid zu Silbercarbonat:

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

Verwendung

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

Einzelnachweise

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. ↑ A.F.Holleman, E.Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, Walter de Gruyter & Co. Berlin 1995, 101. Auflage, ISBN 3-11-012641-9