Silverföreningar. Silveroxid. Silvernitrat. Komplexa föreningar av silver. Silverföreningar och deras framställning Varför mörknar silver
Tänk på en av de viktigaste silverföreningarna - oxider. De vanligaste är envärda silveroxider. Silveroxid Ag2O erhålls genom att behandla AgNO3-lösningar med alkalier eller lösningar av alkaliska jordartsmetallhydroxider:
2AgNO3 + 2NAOH =Ag2O + 2NaNO3+ H2O
2AgNO3 + 2KOH = Ag2O + 2KNO3 + H2O
Silveroxid Ag2O är ett brunt diamagnetiskt kristallint pulver (kubiska kristaller) med en densitet på 7,1 - 7,4 g / cm3, som långsamt svartnar under påverkan av solljus och frigör syre. Vid uppvärmning till + 200º C sönderfaller silveroxid till grundämnen:
Ag 2O \u003d 2Ag + O2
Silveroxid Ag2O är svagt löslig i vatten (0,017 g / l). Den resulterande lösningen har en alkalisk reaktion och, liksom alkalier, fäller ut hydroxider av vissa metaller från lösningar av deras salter. Väte, kolmonoxid, väteperoxid och många metaller reducerar silveroxid i vattensuspension till metalliskt silver:
Ag2O + H2 (t 40 ºC) = 2Ag + H2O
Ag2O + CO = 2Ag + CO2
Ag2O + H2O2+ 2Ag + H2O + O2
Silveroxid löser sig i fluorvätesyra och salpetersyra, i ammoniumsalter, i lösningar av alkalimetallcyanider, i ammoniak, etc.
Ag 2O + 2HF \u003d 2AgF + H 2O
Ag 2O + 2HNO3= 2AgNO3 + H2O
Silveroxid är ett energiskt oxidationsmedel med avseende på kromföreningar Cr2O3, 2Cr(OH)3:
5Ag 2O + Cr 2O 3 \u003d 2Ag2CrO4 + 6Ag
3Ag 2O + 2Cr(OH)3 + 4NaOH = 2Na 2CrO4 + 6Ag + 5H 2O
En suspension av silveroxid används i medicin som ett antiseptiskt medel. En blandning av 5% - Ag3O, 15% - CO2O3, 30% - CuO och 50% - MnO2, kallad "hopcalite", tjänar till att ladda gasmasker som ett skyddande lager mot kolmonoxid. Silveroxid kan tjäna som en källa för att generera atomärt syre och används i "syrepistoler" som används för att testa oxidationsbeständigheten hos material avsedda för
för rymdfordon.
Silver(I)hydroxid AgOH är en instabil vit fällning. Den har amfotära egenskaper, absorberar lätt CO2 från luften och bildar argentater när den värms upp med Na2S. Silverhydroxidens grundläggande egenskaper förbättras i närvaro av ammoniak. AgOH erhålls genom att behandla silvernitrat med en alkohollösning av kaliumhydroxid vid pH = 8,5-9 och en temperatur på 45ºС.
Förutom envärd silveroxid Ag2O är även Ag(II), Ag(III) AgO och Ag2O3-oxider kända. Silveroxid AgO erhålls genom inverkan av ozon på metalliskt silver eller på Ag2O:
Ag2O + O3 = 2AgO + O2
Dessutom kan AgO erhållas genom att behandla en lösning av AgNO3 med en lösning av K2S2O 8
2AgNO3 + K2S2O8 + 4KOH = 2AgO + 2K2SO4 + 2KNO3 + 2H2O
Tvåvärd silveroxid är ett gråsvart diamagnetiskt kristallint pulver med en densitet på 7,48 g / cm3. Det är lösligt i svavelsyra, saltsyra och koncentrerade salpetersyror, stabilt vid vanliga temperaturer och sönderdelas till element när det värms upp till +100 ºС. Det är också ett energiskt oxidationsmedel med avseende på SO2, NH3 Me NO2 och har halvledaregenskaper.
Ursprunget för fossila kol
Det är nästan omöjligt att fastställa det exakta datumet, men för tiotusentals år sedan blev en person först bekant med kol, började ständigt komma i kontakt med det. Så, arkeologer har hittat förhistoriska ...
Silver(I)oxid- en kemisk förening med formeln Ag 2 O.
Oxiden kan erhållas genom att reagera silvernitrat med alkali i vattenlösning:
Detta beror på det faktum att silver(I)hydroxiden som bildas under reaktionen snabbt sönderdelas till oxid och vatten:
(sid K = 2,875)
Mer ren silver(I)oxid kan erhållas genom anodoxidation av metalliskt silver i destillerat vatten.
Ag 2 O är praktiskt taget olösligt i de flesta kända lösningsmedel, förutom de med vilka det interagerar kemiskt. I vatten bildar den ett litet antal Ag(OH) 2 − joner. Ag+-jonen hydrolyseras mycket svagt (1:40 000); i en vattenlösning av ammoniak sönderdelas med bildning av lösliga derivat.
Färsk fällning Ag 2 O interagerar lätt med syror:
där HX = HF, HCl, HBr, HI, HO2CCF3. Ag 2 O reagerar också med lösningar av alkalimetallklorider och bildar silver(I)klorid och motsvarande alkali.
Har ljuskänslighet. Bryts ner vid temperaturer över 280 °C.
Silvernitrat (I) (silvernitrat, "helvetessten", lapis) - en oorganisk förening, ett salt av en metall av silver och salpetersyra med formeln AgNO 3, färglösa rombiska kristaller, lösliga i vatten. .
Bryts ner vid temperaturer över 300 °C. Låt oss väl lösa i vatten, metylalkohol, i etylalkohol, i aceton, i pyridin. Silvernitrat kan erhållas genom att lösa silver i salpetersyra enligt reaktionen:
Silvernitrat är ett reagens för saltsyra och salter av saltsyra, eftersom det interagerar med dem för att bilda en vit ostliknande fällning av silverklorid, olöslig i salpetersyra:
Vid upphettning sönderdelas saltet och frigör metalliskt silver:
Silverhalider- kemiska föreningar av silver med halogener. Univalenta silverhalider har studerats väl: fluorid - AgF, klorid - AgCI, bromid - AgBr, Aglijodid. Ag 2 F och AgF 2 (starkt oxidationsmedel) är också kända. AgF-kristaller är färglösa, AgCl är vita, AgBr och Agl är gula. Kända kristaller hydratiserar AgF xH2O (där X= 1,2,3). AgF ska inte förvaras i glas då glaset går sönder. Alla silverhalogenider, med undantag av fluorider, har mycket liten löslighet i vatten; i närvaro av motsvarande halogenvätesyror eller deras salter ökar lösligheten markant på grund av bildningen av komplexa föreningar av typen -, där X är Cl, Br, I. Alla silverhalogenider löses i ammoniak med bildning av komplexa ammoniater. Detta används för rening av silverhalogenider och deras omkristallisation. I fast tillstånd tillsätter silverhalogenider gasformig ammoniak och bildar komplexa föreningar AgX·NH 3, AgX·3NH 3. Silverhalogenider reduceras lätt till metalliskt silver under inverkan av Zn, Mg, Hg, alkalimetaller, H 2 . Haliderna AgCI och AgBr kan reduceras genom metallfusion med Na2CO3. Silverhalogenider erhålls genom direkt interaktion mellan halogener och silver vid hög temperatur. Svårlösliga silverhalogenider kan också erhållas genom utfällning från en lösning av AgNO 3 med användning av motsvarande halogenvätesyror eller deras salter (lösliga), och AgF - genom att omsätta Ag 2 O eller Ag 2 CO 2 med HF.
Föreningar av guld (I), egenskaper och metoder för att erhålla. Guld (III) föreningar, oxid och hydroxid, halogenider, framställningsmetoder, komplexa föreningar. Användningen av enkla ämnen och föreningar.
Au(I)-föreningar är fasta kristallina saltliknande ämnen, mestadels olösliga i vatten.
Au(I)-derivat bildas vid reduktion av Au(III)-föreningar. De flesta Au(I)-föreningar oxideras lätt till stabila Au(III)-derivat.
3AuCl(kristall) + KCl(p-p) = K(p-p) + 2Au
Känd: guld(I)oxid Au2O*xH2O lila, guld(I)klorid AuCl gul, erhållen genom sönderdelning av AuCl3.
Mer stabila är komplexa föreningar, såsom cyanid K eller tiosulfat K3.
Guld(III)oxid- binär oorganisk kemisk förening av guld och syre med formeln Au 2 O 3 . Den mest stabila oxiden av guld.
Erhållen från guld(III)hydroxid Au2O3 x H2O uttorkning vid uppvärmning. Fullständig förlust av vatten sker vid en temperatur på cirka 200 o C. . Den sålunda erhållna guld(III)oxiden är amorf. Den har en röd eller rödbrun färg. Inblandningen av brunt, som i fallet med guld(III)hydroxid, är vanligtvis förknippat med närvaron av en liten mängd guld(0). Enkristaller av Au 2 O 3 erhölls från amorf oxid genom hydrotermisk syntes i en kvartsampull fylld till en tredjedel med en blandning av perklorsyra HClO 4 och alkalimetallperklorat (syntestemperatur 235–275 o C, tryck upp till 30 MPa) . De erhållna enkristallerna hade en rubinröd färg.
Guld(III)oxiddihydrat ("gyllene syra") - Au 2 O 3 2H 2 O, en oorganisk komplex förening av guld, ett derivat av guld (III) oxid, tidigare felaktigt kallad guld (III) hydroxid eller guld (III) hydroxid med den villkorliga formeln Au (OH) 3 tillskriven till det.
Om en alkali- eller jordalkalimetallhydroxid tillsätts till en lösning av guld(III)klorid, eller om den kokas efter tillsats av ett alkalikarbonat, kommer en fällning av guld(III)hydroxid att fällas ut, men vanligtvis en starkt förorenad förorening av fällningsmedlet. På lämpliga förhållanden kontaminering kan elimineras genom extraktion med syror.
Som ett resultat av torkning över fosforpentoxid erhålls ett gulrött eller gulbrunt pulver med kompositionen AuO(OH). Det löses i saltsyra och i andra syror, om de är tillräckligt koncentrerade, och även i het kaustikkali, varav det följer att det är amfotert. Eftersom den sura karaktären dominerar brukar guld(III)hydroxid kallas gyllene syra. Salter av denna syra kallas aurater, till exempel K·3·H 2 O - kaliumaurat(III). Guld(III)oxiddihydrat sönderdelas lätt till guldoxid och vatten.
Halider, oxider och hydroxid Au(III)-amfotera föreningar med en övervägande mängd sura egenskaper. Så Au (OH) 3 löser sig lätt i alkalier och bildar hydroxo-aurater (III):
NaOH + Au(OH)3 = Na
Även upplösningen av Au (OH) 3 i syror sker på grund av bildandet av anjoniska komplex:
Au(OH)3 + 4 HNO3 = H + 3 H2O
I närvaro av alkalimetallsalter bildas aurater:
M nitrat-
M sulfat-
cyano-
M sulfido-
Au(III)-halogenidernas sura natur visar sig i deras exceptionella tendens att ge haloaurater (III) M. De flesta haloaurater är lättlösliga i vatten och organiska lösningsmedel.
Au(III) speciella benägenhet att bilda anjoniska komplex visar sig också under hydrolysen av dess trihalider:
AuCl3+H2O== H
AuCl3+H2O== H2
H2-syran som bildas i denna process ger ett svårlösligt Ag2-salt.
Den traditionella och största konsumenten av guld är smyckesindustrin. Smycken är inte gjorda av rent guld, utan av dess legeringar med andra metaller, som är betydligt överlägsna guld när det gäller mekanisk styrka och hållbarhet. För närvarande används Au-Ag-Cu-legeringar för detta, som kan innehålla tillsatser av zink, nickel, kobolt och palladium.
Tandvård förbrukar betydande mängder guld: kronor och tandproteser är gjorda av legeringar av guld med silver, koppar, nickel, platina och zink. Sådana legeringar kombinerar korrosionsbeständighet med höga mekaniska egenskaper.
Guldföreningar är en del av vissa medicinska preparat används för att behandla ett antal sjukdomar (tuberkulos, reumatoid artrit, etc.). Radioaktivt guld används vid behandling av maligna tumörer.
72. generella egenskaper d-element i grupp II, erhållande och egenskaper. Oxider, hydroxider, salter - egenskaper, beredning. Användningen av enkla ämnen och föreningar.
alkaliska jordartsmetaller - kemiska grundämnen Grupp 2 element i det periodiska systemet: beryllium, magnesium, kalcium, strontium, barium, radium och unbinylium.
Alkaliska jordartsmetaller inkluderar endast kalcium, strontium, barium och radium, mer sällan magnesium. Det första elementet i denna undergrupp, beryllium, är i de flesta egenskaper mycket närmare aluminium än de högre analogerna i den grupp som det tillhör. Det andra grundämnet i denna grupp, magnesium, skiljer sig i vissa avseenden väsentligt från jordalkalimetallerna i ett antal kemiska egenskaper.
Alla alkaliska jordartsmetaller är gråa fasta ämnen vid rumstemperatur. Till skillnad från alkalimetaller är de mycket hårdare, och de skärs oftast inte med en kniv (undantaget är strontium). En ökning av densiteten av jordalkalimetaller observeras endast med början med kalcium. Den tyngsta är radium, jämförbar i densitet med germanium (ρ = 5,5 g / cm 3).
Den kemiska aktiviteten hos alkaliska jordartsmetaller ökar med ökande serienummer. Beryllium i kompakt form reagerar inte med vare sig syre eller halogener även vid en röd temperatur (upp till 600 ° C, för att reagera med syre och andra kalkogener, ännu mer värme fluor är ett undantag). Magnesium skyddas av en oxidfilm vid rumstemperatur och högre (upp till 650 °C) temperaturer och oxiderar inte ytterligare. Kalcium oxiderar långsamt och vid rumstemperatur på djupet (i närvaro av vattenånga), och brinner ut med lätt upphettning i syre, men är stabil i torr luft vid rumstemperatur. Strontium, barium och radium oxiderar snabbt i luft för att ge en blandning av oxider och nitrider, så de, liksom alkalimetaller och kalcium, lagras under ett lager av fotogen.
Dessutom, till skillnad från alkalimetaller, bildar jordalkalimetaller inte superoxider och ozonider.
Dessa bilder visar en bricka och en flaska med fast brun-mörk silveroxid (Ag2O) pulver.
Huvudegenskaperna hos silveroxid (Ag2O)
Reaktionen av silveroxid (I) med syror
Silveroxid (I), löst i utspädd svavelsyra, bildar (I):Ag2O + H2SO4 (diff.) = Ag2SO4 + H2O
Vad händer med silveroxid (I) om den värms upp till en temperatur på 300 grader?
När silveroxid (I) värms upp till 300 grader sönderdelas den till elementen silver och syre:2Ag2O = 4Ag + O2
Löslighet av silver(I)oxid i vatten
Silver(I)oxid är dåligt löslig i vatten och ger den en lätt alkalisk reaktion:Ag2O + H2O = 2Ag+ + 2OH-
Silveroxid löser sig i fluorvätesyra och salpetersyra, i ammoniumsalter, i lösningar av alkalimetallcyanider, i ammoniak, etc.
Ag2O + 2HF = 2AgF + H2O
Ag2O + 2HNO3 = 2AgNO3 + H2O
Erhålla silveroxid (I)
Silveroxid (I) kan erhållas genom att reagera silvernitrat med alkali i en vattenlösning:2AgNO3 + 2NaOH --> Ag2O + 2NaNO3 + H2O
Under den kemiska reaktionen bildas den, som snabbt sönderdelas till silver(I)oxid och vatten:
2AgOH --> Ag2O + H2O
Silver(I)oxid kan också erhållas genom att behandla en AgNO3-lösning med lösningar av alkaliska jordartsmetallhydroxider:
2AgNO3 + 2KOH = Ag2O + 2KNO3 + H2O
Ren silver(I)oxid kan erhållas genom anodoxidation av metalliskt silver i destillerat vatten.
Silver(I)oxid kan erhållas genom att försiktigt värma silverhydroxid:
2AgOH = Ag2O + H2O
Väte, kolmonoxid, väteperoxid och många metaller reducerar silveroxid (Ag2O) i vattensuspension till metalliskt silver (Ag):
Ag2O + H2 (vid 40 grader) = 2Ag + H2O
Ag2О + CO = 2Ag + CO2
Ag2O + H2O2 = 2Ag + H2O + O2
Användningen av silveroxid (I)
Silveroxid kan vara en källa till atomärt syre som behövs för att ladda syrepistoler utformade för att testa styrkan hos vissa material för deras motståndskraft mot oxidation, vilket är nödvändigt för konstruktionen av rymdfarkoster.Silver(I)oxid är en mycket viktig kemisk förening som kan användas inom läkemedelsindustrin som antiseptikum, såväl som i glasproduktion och som färgämne. Det används också vid tillverkning av silver-zink-batterier, där anoden är silveroxid (I).
Det här fotot visar ett silver-zinkbatteri - en kemisk källa för elektrisk likström, där anoden är komprimerat silveroxidpulver och katoden är en blandning av zinkoxid och zinkdamm. Batterielektrolyt utan några tillsatser, innehåller en lösning av kemiskt ren kaliumhydroxid. Silver-zinkbatteriet används flitigt i militär utrustning, flyg, rymd och klockor.
Platta knappbatterier baserade på silveroxid används som batterier till klockor.
Silveroxid används i konstverkstäder för att göra nyår julpynt till exempel vid tillverkning av julkulor. I glasblåsningsverkstaden hälls en lösning av silveroxid, ammoniak och destillerat vatten i bollen. Sedan skakas bollen med blandningen så att leksakens alla innerväggar är jämnt målade och sänks ner i vatten med en temperatur på 40 grader. Först blir bollen svart och blir sedan silverfärgad.
Oxidation av silver till silver(I)oxid
Rent silver är till sin natur en lågaktiv metall, som vid vanlig rumstemperatur inte oxiderar i luft. Därför tillhör den kategorin ädelmetaller. Det betyder dock inte att silver inte alls kan lösa upp syre i sig självt. Silver kan absorbera betydande mängder syre när det upphettas eller smälts. Även ett fast ämne vid en temperatur på 450 grader kan lösa upp till fem volymer syre i sig självt, och när en metall smälts (vid en smältpunkt på 960 grader), när silver övergår i flytande tillstånd, kan den absorbera tjugo gånger volym syre. När flytande silver svalnar observeras fenomenet metallstänk. Detta är en mycket vacker, men farlig reaktion, som var känd för mänskligheten i antiken. Faran för silverstänk beror på att när silvret börjar svalna efter smältning börjar metallen abrupt släppa Ett stort antal syre, vilket skapar effekten av metallstänk.Varför mörknar silver?
Vid en temperatur på 170 grader Celsius börjar silver i luften att täckas med en tunn oxidfilm, som är silveroxid (Ag2O), och under inverkan av ozon bildas högre silveroxider: Ag2O2, Ag2O3. Men anledningen till svärtning av silver när normala förhållandenär inte silveroxid (Ag2O), som vissa felaktigt föreställer sig, utan bildandet av ett tunt lager av silversulfid (Ag2S) på ytan av silver. Bildandet på ytan av en silverprodukt är en konsekvens av växelverkan mellan ädelmetallen och svavel, som alltid finns i sammansättningen av vätesulfid (H2S). Reaktionen av silver och vätesulfid fortskrider väl i närvaro av fukt:4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O
I det här fallet kan silver inte bara blekna, utan också bli svart. Och på grund av de oregelbundenheter som silver kan ha, kan en sådan mörk film, när den spelas av ljus, till och med verka regnbågsfärgad. Ju tjockare filmen blir desto mörkare blir silvret. Gradvis mörknar filmen, får en brun nyans, och sedan blir den så småningom svart.
Silversulfid (Ag2S) är ett oorganiskt ämne, ett salt av silver och hydrosulfidsyra, ett gråsvart fast ämne. Detta silversalt anses vara en av de kemiska föreningarna av silver, som är minst lösligt i vatten. Ett mycket tunt lager av silversulfid (Ag2S) på ytan av silverföremål ger dem en rosa färg. Silversulfid (Ag2S) är en mycket svårlöslig kemisk förening. Vid vanlig rumstemperatur reagerar detta silversalt inte ens med syror. Först efter uppvärmning kan silver(I)sulfid lösas upp i koncentrerad salpetersyra. Silversulfid (I) vid rumstemperatur kan gå i lösning på grund av bildandet av silverkomplexföreningar när det löses i cyanidlösningar.
Rent silver används sällan vid smyckestillverkning. Oftast presenteras silver i form av legeringar. Nackdelen med dessa silverlegeringar är att de innehåller olika föroreningar av andra metaller, såsom koppar. Silver, som kombineras i närvaro av fukt med vätesulfid, bildar ett tunt mörkt lager av silversulfid (Ag2S) på dess yta. Och koppar, som är den andra komponenten i silverlegeringen, bildar kopparsylfid (Cu2S), som också har mörk färg såväl som silver(I)sulfid. Dessutom kan koppar reagera med syre för att bilda kopparoxid. Därför kan silverprodukter gjorda av en sådan legering av silver och koppar, på grund av korrosion, inte bara ha en mörk färg, utan också få en rödbrun nyans. Silver blir med tiden i luften först gulaktigt, blir sedan brunt, smutsblått och mörknar sedan. Intensiteten av mörkningen av silver beror på andelen koppar i silverlegeringen. Ju mer koppar i silver-kopparlegeringen, desto snabbare blir silversvärtningsprocessen.
Detta foto visar (skedar, gafflar) som är märkbart gulnat och något mörkare. Orsaken till färgförändringen är bildandet av silver och kopparsulfid, såväl som kopparoxid, på ytan av produkterna.
Oxiderat silver
För att förhindra att silvret förstörs är det belagt med ett tunt lager silveroxid. Sådant silver kallas oxiderat, det vill säga belagt med ett lager av silveroxid. En sådan tunn oxidfilm skyddar metallen från att mattas och förbättrar de dekorativa egenskaperna. Smycken.
Bilden ovan visar ett exempel på ett silversmycke (snygga örhängen med en oxiderad solrosblomma) gjord av högkvalitativ 925 silverlegering. Denna artikel är 925. Silveroxidbeläggningen på denna artikel skyddar effektivt silvret från att bli smutsigt. Sådant oxiderat silver kan lagras under lång tid och inte utsättas för ytterligare oxidation. Denna produkt ser bra ut och har ett fantastiskt estetiskt utseende.
Dessa bilder visar silversmycken täckta med ett tunt lager av silveroxid: ett vintage-bläckfisk-element (silveroxid) och ett oxiderat vintage-Scarab-element.
Detta foto visar en amulettklocka. Detta smycke är tillverkat av högkvalitativt silver. Klockan är oxiderad, har en chasing med mönster på boetten.
Bilden till vänster visar ett vackert filigran, vintageelement, med invecklad ornament, där de centrala kronbladen har en konvex form. Detta smycke är gjord av högkvalitativ legering och är belagd med ett tunt lager silveroxid. Bilden till höger visar amuletten "St. Nicholas the Wonderworker". Denna produkt är gjord av 925 sterling silver belagd med ett tunt lager av silveroxid.
Namnet "silver" kommer från det assyriska "sartsu" (vit metall). Ordet "argentum" är förmodligen besläktat med det grekiska "argos" - "vit, glänsande".
Att hitta i naturen. Silver är mycket mindre vanligt i naturen än koppar. I litosfären utgör silver endast 10 -5 % (i vikt).
Native silver är mycket sällsynt, det mesta av silvret erhålls från dess föreningar. Den viktigaste silvermalmen är silverglans, eller argentit Ag 2 S. Som förorening finns silver i nästan all koppar- och blymalm.
Mottagande. Nästan 80 % av silver erhålls tillsammans med andra metaller under bearbetningen av deras malmer. Separera silver från föroreningar genom elektrolys.
Egenskaper. Rent silver är en mycket mjuk, vit, formbar metall som kännetecknas av exceptionellt hög elektrisk och termisk ledningsförmåga.
Silver är en lågaktiv metall, som kallas de så kallade ädelmetallerna. Det oxiderar inte i luft varken vid rumstemperatur eller vid uppvärmning. Den observerade svärtningen av silverprodukter är resultatet av bildandet av svart Ag 2S silversulfid på ytan under påverkan av vätesulfid som finns i luften:
Svärtning av silver uppstår också när föremål gjorda av det kommer i kontakt med livsmedel som innehåller svavelföreningar.
Silver är resistent mot utspädda svavel- och saltsyror, men lösligt i salpetersyra och koncentrerade svavelsyror:
Ansökan. Silver används som en komponent i legeringar för smycken, mynt, medaljer, lödningar, serviser och laboratorieglas, för försilvning av delar av apparater inom livsmedelsindustrin och speglar, samt för tillverkning av delar till elektrovakuumanordningar, elektriska kontakter, elektroder , för vattenbehandling och som katalysator vid organisk syntes.
Kom ihåg att silverjoner, även i försumbara koncentrationer, kännetecknas av en starkt uttalad bakteriedödande effekt. Förutom vattenbehandling finner detta tillämpning inom medicin: kolloidala lösningar av silver (protargol, collargol, etc.) används för att desinficera slemhinnor.
Silverföreningar. Silveroxid (I) Ag 2 O är ett mörkbrunt pulver, uppvisar grundläggande egenskaper, är dåligt lösligt i vatten, men ger lösningen en lätt alkalisk reaktion.
Denna oxid erhålls genom att utföra reaktionen, vars ekvation är
Silver(I)hydroxiden som bildas i reaktionen är en stark men instabil bas, den sönderdelas till oxid och vatten. Silveroxid (I) kan erhållas genom att verka på silver med ozon.
En ammoniaklösning av silveroxid (I) är känd för dig som ett reagens: 1) för aldehyder - som ett resultat av reaktionen bildas en "silverspegel"; 2) för alkyner med en trippelbindning vid den första kolatomen - som ett resultat av reaktionen bildas olösliga föreningar.
En ammoniaklösning av silveroxid (I) är en komplex förening av diaminsilver (I)hydroxid OH.
Silvernitrat AgNO 3 , även kallat lapis, används som ett sammandragande bakteriedödande medel, vid framställning av fotografiskt material, vid galvanisering.
Silverfluorid AgF är ett gult pulver, det enda av halogeniderna i denna metall som är lösligt i vatten. Erhålls genom inverkan av fluorvätesyra på silveroxid (I). Det används som en integrerad del av fosfor och ett fluoreringsmedel i syntesen av fluorkolväten.
Silverklorid AgCl är en vit fast substans som bildas som en vit ostliknande fällning vid detektering av kloridjoner som interagerar med silverjoner. Under inverkan av ljus sönderdelas det till silver och klor. Används som fotografiskt material, men mycket mindre än silverbromid.
Silverbromid AgBr är en ljusgul kristallin substans som bildas genom reaktionen mellan silvernitrat och kaliumbromid. Tidigare användes den i stor utsträckning vid tillverkning av fotografiskt papper, film och fotografisk film.
Silverkromat Ag 2 CrO 4 och silverdikromat Ag 2 Cr 2 O 7 är mörkröda kristallina ämnen som används som färgämnen vid tillverkning av keramik.
Silveracetat CH 3 COOAg används vid galvanisering för silverfärgning av metaller.
