Оксид серебра(I)
| Оксид серебра(I) | |
|---|---|
-oxide-sample.jpg) | |
| Общие | |
| Систематическое наименование |
Оксид серебра(I) |
| Хим. формула | Ag2O |
| Физические свойства | |
| Молярная масса | 231.735 г/моль |
| Плотность | 7,14 г/см³ |
| Термические свойства | |
| Температура | |
| • плавления | +280°C с разложением |
| Мол. теплоёмк. | 65.9[1] Дж/(моль·К) |
| Химические свойства | |
| Растворимость | |
| • в воде | 0.0025[2] |
| Классификация | |
| Рег. номер CAS | 20667-12-3 |
| PubChem | 9794626 |
| Рег. номер EINECS | 243-957-1 |
| SMILES | |
| InChI | |
| RTECS | VW4900000 |
| ChemSpider | 7970393 |
| Безопасность | |
| NFPA 704 | |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |
 Медиафайлы на Викискладе | |
Оксид серебра(I) — химическое соединение с формулой Ag2O.
Получение
Оксид может быть получен взаимодействием нитрата серебра(I) с щёлочью в водном растворе:
Это связано с тем, что образующийся в ходе реакции гидроксид серебра(I) быстро разлагается на оксид и воду:[3]
- (pK = 2.875[4])
Помимо этого, вещество может быть получено реакцией хлорида серебра с раствором гидроксида натрия. Реакция протекает наиболее полно при кипячении раствора:
Более чистый оксид серебра(I) может быть получен в результате анодного окисления металлического серебра в дистиллированной воде[5].
Свойства
Ag2O практически нерастворим в большинстве известных растворителей[6], исключая те, с которыми он взаимодействует химически. Обладает фоточувствительностью. При температуре выше 280 °C разлагается.[6] В воде он образует незначительное число ионов Ag(OH)2−[7]. Ион Ag+ гидролизуется очень слабо (1:40,000). Растворяется в водном растворе аммиака ввиду комплексообразования. Продуктом является гидроксид диамминсеребра(I), более известный как реактив Толленса:
![{\displaystyle {\ce {Ag2O + 4NH3 + H2O -> 2[Ag(NH3)2]OH}}}](./95a9515c7203918f2a4314e924a2a356ca61665e.svg)
Свежий осадок Ag2O легко взаимодействует с кислотами:
- ,
где HX = HF, HCl, HBr, HI или CF3COOH. Также Ag2O реагирует с растворами хлоридов щелочных металлов, образуя хлорид серебра(I) и соответствующую щёлочь[8][7].
Оксид серебра(I) проявляет двоякие окислительно-восстановительные свойства. Так, он способен окислять некоторые восстановители. Например, пероксид водорода (даже в низких концентрациях, например, 3% раствор), до кислорода, сам при этом восстанавливаясь до серебра:
Однако при взаимодействии с более сильными окислителями, (например, с перкосодисульфатом калия и озоном) переходит в оксид серебра(I,III):
Примечания
- ↑ Lide, David R. (1998), Handbook of Chemistry and Physics (87 ed.), Boca Raton, FL: CRC Press, pp. 5–5, ISBN 0849305942
- ↑ Lide, David R. (1998), Handbook of Chemistry and Physics (87 ed.), Boca Raton, FL: CRC Press, pp. 4–83, ISBN 0849305942
- ↑ Holleman, A. F.; Wiberg, E. «Inorganic Chemistry» Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
- ↑ Biedermann, George; Sillén, Lars Gunnar. Studies on the Hydrolysis of Metal Ions. Part 30. A Critical Survey of the Solubility Equilibria of Ag2O (англ.) // Acta Chemica Scandinavica : journal. — 1960. — Vol. 14. — P. 717. — doi:10.3891/acta.chem.scand.14-0717.
- ↑ Патент РФ № 2390583
- 1 2 Merck Index of Chemicals and Drugs Архивировано 1 февраля 2009 года., 14th ed. monograph 8521
- 1 2 Cotton, F. Albert; Wilkinson, Geoffrey. Advanced Inorganic Chemistry (2nd Ed.) (неопр.). — New York:Interscience, 1966. Advanced Inorganic Chemistry by Cotton and Wilkinson, 2nd ed. p1042
- ↑ General Chemistry by Linus Pauling, 1970 Dover ed. p703-704
- ↑ А.А.Дроздов, В.П.Зломанов, Г.Н.Мазо, Ф.М.Спиридонов. Неорганическая химия в трёх томах Под редакцией академика Ю.Д. Третьякова Том 3 Химия переходных элементов Книга 2. — «Академия», 2007. — С. 182. — 400 с. — ISBN 5-7695-2533-9.
Ссылки
- Разложение оксида при нагревании Архивная копия от 21 декабря 2007 на Wayback Machine (англ.) (Дата обращения: 23 марта 2010)
 |
|---|