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Oxyde argenteux
Un échantillon d'oxyde argenteux.
Identification
Nom UICPA	oxyde argenteux
No CAS	20667-12-3
No ECHA	100.039.946
No CE	243-957-1
PubChem	9794626
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[réf. souhaitée]
Solubilité	2,5 × 10−2 g/L dans l'eau[réf. souhaitée], soluble dans HNO3, ammoniaque, insoluble dans l'alcool
Masse volumique	7,22 g cm−3[réf. souhaitée]
Thermochimie
S0solide	121,3 J K−1 mol−1[2]
ΔfH0solide	−31,1 kJ mol−1[2]
Cp	65,9 J K−1 mol−1[2]
Cristallographie
Système cristallin	Cubique
Symbole de Pearson	${\displaystyle cP6\,}$[3]
Classe cristalline ou groupe d’espace	Pn3m (n°224)[3]
Strukturbericht	C3[3]
Précautions
SGH[4]
Écotoxicologie
DL50	rats 2,82 g kg−1 (ingestion)[réf. souhaitée]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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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.

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^[5] :

Réaction de dissolution du nitrate d'argent :

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

Réaction de dissolution de la soude :

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

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

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

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^[6] :

${\displaystyle {\ce {2AgOH_{(s)}<=>> Ag2O_{(s)}{+}H2O_{(l)}}}}$       pK = 2,875^[7].

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

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

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

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.

• (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)

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