Oxyde d'argent(I)

L'oxyde d'argent(I) ou oxyde argenteux est un composé minéral de formule Ag₂O. Il se présente sous la forme d'une fine poudre noire ou marron foncé, utilisé pour préparer d'autres composés de l'argent, ou est encore utilisé pour purifier l'eau potable.

Identification
Oxyde argenteux

un échantillon d'oxyde argenteux
Nom UICPA	oxyde argenteux
N^o CAS	20667-12-3
N^o ECHA	100.039.946
N^o CE	243-957-1
Apparence	poudre brun-marron décomposée par la lumière
Propriétés chimiques
Formule	Ag₂O [Isomères]
Masse molaire[1]	231,735 8 ± 0,000 7 g/mol Ag 93,1 %, O 6,9 %,
Propriétés physiques
T° fusion	décomposition lente à 200 °C, rapide à 250 à 300 °C
Solubilité	2,5 × 10⁻² g/L dans l'eau, sol dans HNO₃, ammoniaque, insoluble dans l'alcool
Masse volumique	7,22 g cm⁻³
Thermochimie
S⁰_{gaz, 1 bar}	J K⁻¹ mol⁻¹
S⁰_{liquide, 1 bar}	J K⁻¹ mol⁻¹
S⁰_solide	121,3 J K⁻¹ mol⁻¹[2]
Δ_fH⁰_gaz	kJ mol⁻¹
Δ_fH⁰_liquide	kJ mol⁻¹
Δ_fH⁰_solide	−31,1 kJ mol⁻¹[2]
C_p	65,9 J K⁻¹ mol⁻¹[2]
Cristallographie
Symbole de Pearson	$cP6\,$ [3]
Classe cristalline ou groupe d’espace	Pn3m (n°224)[3]
Strukturbericht	C3[3]
Précautions
Directive 67/548/EEC
C O Symboles : C : Corrosif O : Comburant Phrases R : R8 : Favorise l’inflammation des matières combustibles. R34 : Provoque des brûlures. Phrases S : S17 : Tenir à l’écart des matières combustibles. S26 : En cas de contact avec les yeux, laver immédiatement et abondamment avec de l’eau et consulter un spécialiste. S45 : En cas d’accident ou de malaise, consulter immédiatement un médecin (si possible, lui montrer l’étiquette). S36/37/39 : Porter un vêtement de protection approprié, des gants et un appareil de protection des yeux/du visage. Phrases R : 8, 34, Phrases S : 17, 26, 36/37/39, 45,
Écotoxicologie
DL₅₀	rats 2,82 g kg⁻¹ (ingestion)

Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Préparation

L'oxyde d'argent est disponible dans le commerce. Il peut être facilement obtenu en mélangeant des solutions aqueuses de nitrate d'argent et d'hydroxyde alcalin[4] :

Réaction de dissolution du nitrate d'argent :

${\ce {AgNO3_{(s)}->[H_2O] Ag+_{(aq)}{+}NO3^{-}_{(aq)}}}$

Réaction de dissolution de la soude :

${\ce {NaOH_{(s)}->[H_2O] Na^+_{(aq)}{+}OH^{-}_{(aq)}}}$

Réaction se produisant lors du mélange des solutions : il se forme un précipité blanc furtif d'hydroxyde d'argent.

${\ce {Ag^{+}_{(aq)}{+}OH^{-}_{(aq)}<=>> AgOH_{(s)}}}$

L'hydroxyde d'argent est instable en milieu basique et se décompose en oxyde d'argent (précipité noir) et en eau. Cette réaction équilibrée est énergétiquement très favorisée, de sorte qu'elle est quasi-totale[5] :

${\ce {2AgOH_{(s)}<=>> Ag2O_{(s)}{+}H2O_{(l)}}}$ (pK = 2.875[6])

Pouvoir oxydant

L'oxyde d'argent est un oxydant relativement fort appartenant au couple ${\ce {Ag2O / Ag}}$ (potentiel standard d'oxydoréduction $E_{{\text{Ag}}_{2}{\text{O}}/{\text{Ag}}}^{0}=+1,17{\text{ V/ENH}}$ à pH = 0). Il oxyde divers composés tels que l'eau oxygénée :

${\ce {Ag2O_{(s)}{+}H2O2_{(aq)}-> 2Ag_{(s)}{+}H2O_{(l)}{+}O2_{(g)}}}$

Cette réaction aboutit aux formations d'argent métallique et d'un dégagement gazeux de dioxygène.

Applications

L'oxyde d'argent est utilisé dans les piles à l'oxyde d'argent. En chimie organique, il est utilisé comme agent oxydant doux. Par exemple, il oxyde les aldéhydes en acides carboxyliques. De telles réactions s'opèrent au mieux quand l'oxyde d'argent est préparé in situ à partir de nitrate d'argent et d'un hydroxyde alcalin.

Liens externes

Handbook of Chemistry & Physics

Bibliographie

(en) Egon Wiberg et Bernhard J. Aylett, Inorganic chemistry, San Diego Berlin New York, Academic Press De Gruyter, 2001, 1884 p. (ISBN 978-0-12-352651-9, OCLC 48056955, lire en ligne)

Notes et références

Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
(en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2002, 83^e éd.
« The Cuprite (C3) Structure », sur http://cst-www.nrl.navy.mil/ (consulté le 17 décembre 2009)
Janssen, D. E.; Wilson, C. V., 4-Iodoveratrole, Org. Synth., coll. « vol. 4 », 1963, p. 547
(en) Egon Wiberg et Bernhard J. Aylett, Inorganic chemistry, San Diego Berlin New York, Academic Press De Gruyter, 2001, 1884 p. (ISBN 978-0-12-352651-9, OCLC 48056955, lire en ligne).
(en) Biedermann, George; Sillén, Lars Gunnar, « Studies on the Hydrolysis of Metal Ions. Part 30. A Critical Survey of the Solubility Equilibria of Ag₂O », Acta Chemica Scandinavica, vol. 14,‎ 1960, p. 717 (DOI 10.3891/acta.chem.scand.14-0717)

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[1] Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.

[HandbookChemPhys83-2] (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2002, 83^e éd.

[CCMS-3] « The Cuprite (C3) Structure », sur http://cst-www.nrl.navy.mil/ (consulté le 17 décembre 2009)

[4] Janssen, D. E.; Wilson, C. V., 4-Iodoveratrole, Org. Synth., coll. « vol. 4 », 1963, p. 547

[5] (en) Egon Wiberg et Bernhard J. Aylett, Inorganic chemistry, San Diego Berlin New York, Academic Press De Gruyter, 2001, 1884 p. (ISBN 978-0-12-352651-9, OCLC 48056955, lire en ligne).

[6] (en) Biedermann, George; Sillén, Lars Gunnar, « Studies on the Hydrolysis of Metal Ions. Part 30. A Critical Survey of the Solubility Equilibria of Ag₂O », Acta Chemica Scandinavica, vol. 14,‎ 1960, p. 717 (DOI 10.3891/acta.chem.scand.14-0717)