Silbercarbonat

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Strukturformel
2 Silberion $ \mathrm{ \ \!\ \Biggl[} $ Carbonat-Ion $ \mathrm{ \ \!\ \Biggr]} $
Allgemeines
Name Silbercarbonat
Andere Namen

Silber(I)-carbonat

Summenformel Ag2CO3
CAS-Nummer 534-16-7
Kurzbeschreibung

hellgelbes Pulver[1]

Eigenschaften
Molare Masse 275,75 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

6,08 g·cm−3 (20 °C)[2]

Schmelzpunkt

218 °C (Zersetzung)[3]

Löslichkeit

schlecht in Wasser (32 mg·l−1 bei 20 °C)[1]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1]
05 – Ätzend

Gefahr

H- und P-Sätze H: 318
P: 260-​305+351+338-​313 [1]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [4][1]
Reizend
Reizend
(Xi)
R- und S-Sätze R: 36/37/38
S: 26-36
MAK

0,01 mg·m−3[1]

LD50
  • 2168 mg·kg−1 (Maus, peroral)[5][6]
  • 3731 mg·kg−1 (Ratte, oral)[5][6]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche nicht möglich

Silbercarbonat ist eine chemische Verbindung des Silbers aus der Gruppe der Carbonate.

Gewinnung und Darstellung

Silbercarbonat lässt sich durch Fällung aus silberhaltigen Lösungen, beispielsweise von Silbernitrat, durch Alkalimetallcarbonate wie Natriumcarbonat gewinnen.[7]

$ \mathrm{2\ AgNO_3 + Na_2CO_3 \longrightarrow Ag_2CO_3 \downarrow + 2\ NaNO_3} $

Eigenschaften

Neu hergestelltes Silbercarbonat ist weiß und verfärbt sich schnell gelblich. Wie viele Silberverbindungen ist es lichtempfindlich und sollte daher im Dunklen aufbewahrt werden. Es kristallisiert im monoklinen Kristallsystem. Beim Erhitzen über 218 °C zersetzt es sich unter Abgabe von Kohlenstoffdioxid.[3]

$ \mathrm{Ag_2CO_3 \xrightarrow{\triangle} Ag_2O + CO_2 \uparrow} $

Während die Verbindung in Wasser nur schlecht löslich ist, löst sie sich gut in Säuren wie Salpetersäure oder Schwefelsäure, Kaliumcyanidlösung sowie in Kaliumcarbonatlösungen, wobei sich Doppelsalze bilden.[7]

Verwendung

Silbercarbonat findet in der organischen Synthesechemie Verwendung. Wird es auf Kieselgur aufgetragen, wirkt es als Oxidationsmittel. Eine bedeutende Rolle spielt die Verbindung in der Koenigs-Knorr-Methode. Hierbei werden aus halogensubstituierten Monosaccharid-Derivaten selektiv 1,2-trans-Glycoside gewonnen. Durch das Silber wird das Halogen gefällt, und es kann mit Alkoholen ein Glycosid gebildet werden.[7]

Koenigs-Knorr-Reaktion

Weiterhin wird es für die Gewinnung von Silberpulver[3] und für die Abtrennung von Chlorid, Bromid und Iodid bei der ionenchromatographischen Bestimmung von Anionen in Salzwasser genutzt.[8]

Einzelnachweise

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 Datenblatt Silbercarbonat bei Merck, abgerufen am 20. Mai 2010. Referenzfehler: Ungültiges <ref>-Tag. Der Name „Merck“ wurde mehrere Male mit einem unterschiedlichen Inhalt definiert.
  2. David R. Lide: CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. Taylor & Francis, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0, Kap. 4, S. 88.
  3. 3,0 3,1 3,2 Andreas Brumby et.al.: Silver, Silver Compounds, and Silver Alloys. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. 6. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim 2008, doi:10.1002/14356007.a24 107.pub2.
  4. Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Zubereitungen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  5. 5,0 5,1 Gigiena Truda i Professional'nye Zabolevaniya. (Labor Hygiene and Occupational Diseases). Vol. 27(12), Pg. 33, 1983.
  6. 6,0 6,1 Silbercarbonat bei ChemIDplus.
  7. 7,0 7,1 7,2 Helmut Sitzmann: Silbercarbonat. In: Roempp Chemie-Lexikon. Thieme Verlag, Stand Juli 2009.
  8. Silbercarbonat (Jenachem)

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