Hopeaoksidi

Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun
Hopeaoksidi

Silver(I)-oxide-sample.jpgSilver(I)-oxide-xtal-3D-vdW.png

Tunnisteet
CAS-numero 20667-12-3
Ominaisuudet
Molekyylikaava Ag2O
Moolimassa 231,74 g/mol
Ulkomuoto Tummanruskeita jauhemaisia kiteitä[1]
Sulamispiste 230 °C (hajoaa)[1]
Tiheys 7,14 g/cm3[1]
Liukoisuus veteen 1,3 mg/100 ml [1]

Hopeaoksidi (Ag2O) on hopea- ja oksidi-ionien muodostama epäorgaaninen ioniyhdiste. Hopeaoksidia käytetään paristoissa, valmistettaessa orgaanisia ja epäorgaanisia yhdisteitä ja eläinlääketieteessä.

Ominaisuudet ja valmistus[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Huoneenlämpötilassa hopeaoksidi on ruskeita kiteitä. Muiden hopeayhdisteiden tavoin se tummuu helposti valon vuoksi. Se liukenee veteen vain hyvin vähän, mutta paremmin happoihin ja syanideihin ja tiosulfaatteihin. Vedessä se ei monien muiden tavoin hajaannu hydroksidikseen hopeahydroksidiksi suuressa määrin, koska reaktion tasapainovakio on hyvin pieni.[1][2]

Hopeaoksidia voidaan valmistaa lisäämällä hopeasuoloja sisältävään vesiliuokseen, yleensä hopeanitraattiin, hydroksidiliuosta esimerkiksi natriumhydroksidia. Niukkaliukoisena hopeaoksidi saostuu ja voidaan erottaa suodattamalla. Näin saadussa tuotteessa on usein mukana kidevettä. Yhdistettä voidaan tuottaa myös kuumentamalla hienoksi jauhettua hopeaa happivirrassa.[1][3]

Käyttö[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Hopeaoksidiparistoissa hopeaoksidi on katodina ja sinkkielektroni toimii anodina. Elektrodit on erotettu toisistaan sellofaanikalvolla ja elektrolyyttinä toimii kaliumhydroksidiliuos. Hopeaoksidi pelkistyy hopeaksi ja sinkki hapettuu sinkkihydroksidiksi. Reaktion lähdejännite on 1,6V.[4]

Ag2O(s) + Zn(s) + H2O \rightleftharpoons 2 Ag(s) + Zn(OH)2

Orgaanisessa kemiassa hopeaoksidia voidaan käyttää hapettimena. Se on teholtaan mieto ja selektiivinen, sitä voidaan käyttää esimerkiksi primääristen alkoholien hapetuksessa aldehydeiksi. Yhdistettä voidaan käyttää myös lasin värjäämiseen keltaiseksi, valmistettaessa muita hopeayhdisteitä esimerkiksi hopeafluoridia, katalyyttinä ja eläinlääketieteessä antiseptisenä aineena.[1][3][5][6]

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. a b c d e f g E. M. Karamäki: Epäorgaaniset kemikaalit, s. 471. Kustannusliike Tietoteos, 1983. ISBN 951-9035-61-3.
  2. George Biedermann & Lars Gunnar Sillén: Studies on the Hydrolysis of Metal Ions. Part 30. A Critical Survey of the Solubility Equilibria of Ag2O. Acta Chemica Scandinavica, 1960, 14. vsk, s. 717–725. Artikkelin verkkoversio Viitattu 23.9.2010. (englanniksi)
  3. a b Samuel F. Etris & C. Robert Cappel: Silver Compounds, Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, John Wiley & Sons, New York, 2001 Teoksen verkkoversio Viitattu 23.9.2010
  4. Alvin J. Salkind, Martin Klein, Kathryn R. Bullock, John R, Pierson & Paul R, Gifford: Batteries, Secondary Cells, Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, John Wiley & Sons, New York, 2001 Teoksen verkkoversio Viitattu 23.9.2010
  5. Raj K. Bansal: Synthetic approaches in organic chemistry, s. 88. Jones & Bartlett Publishers, 1996. ISBN 978-0763706654. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 23.9.2010). (englanniksi)
  6. Jeanne Mager Stellman: Encyclopaedia of Occupational Health and Safety: Guides, indexes, directory, s. 63.37. International Labour Organization, 1998. ISBN 92-2-109203-8. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 23.9.2010). (englanniksi)
Tämä kemiaan liittyvä artikkeli on tynkä. Voit auttaa Wikipediaa laajentamalla artikkelia.