Oxyde d'argent(I)

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)