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Hanna Frei
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1 Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsversuche im Wintersemester 2008/2009 Betreuung: Frau Dr. M. Andratschke Referentinnen: Angelika Mayr, Nicole David, Monika Bierschneider Das Element Silber 1. Eigenschaften Allgemein Das Element Silber steht in der elften Gruppe des Periodensystems der Elemente, der sogenannten Kupfergruppe. Das Elementsymbol Ag ist vom lateinischen Wort argentum für Silber abgeleitet. Es gehört, wie auch Kupfer und Gold, zu den Münzmetallen. [1] Physikalisch Silber ist ein weißglänzendes Edelmetall. [1] Die Schmelztemperatur beträgt 961 C und die Siedetemperatur 2212 C. Das Edelmetall besitzt eine Dichte von 10,49 g/cm³ (bei 20 C) und gehört daher wie alle Edelmetalle zu den Schwermetallen. [1] Von allen Metallen leitet es Wärme und Elektrizität am besten. Es ist sehr weich und dehnbar, so dass es sich zu 1 g wiegenden Drähten von 2 km Länge ( Filigrandraht ) ausziehen lässt. [2] Chemisch Silber ist relativ reaktionsträge. Es reagiert auch bei höherer Temperatur nicht mit Sauerstoff. Da die Luft spurenweise Schwefelwasserstoff H 2 S enthält, laufen Silberoberflächen durch Bildung von Silbersulfid (Ag 2 S) mit der Zeit schwarz an. (siehe auch Versuch unten.) Silber löst sich nur in oxidierenden Säuren, wie zum Beispiel in Salpetersäure. Es ist in nichtoxidierenden Säuren, wie Salzsäure, nicht löslich. [1] Versuch: Silberreinigung [2-4] Kristallisierschale, Heizplatte, Tiegelzange, Glasstab Natriumcarbonat (Na 2 CO 3 ), angelaufenes Silberbesteck o. ä., Aluminiumfolie (Al) Nachdem das Wasser in der Kristallisierschale auf der Heizplatte erhitzt wurde, gibt man Natriumcarbonat hinzu, bis eine gesättigte Sodalösung entstanden ist. Darauf wird der zu reinigende Gegenstand in Aluminiumfolie eingewickelt und in die Lösung gelegt. Nach einigen Minuten nimmt man ihn wieder mit der Tiegelzange heraus. 1

Eigenschaften Allgemein Das Element Silber steht in der elften Gruppe des Periodensystems der Elemente, der sogenannten Kupfergruppe.

2 Beobachtung: Der schwarze Sulfidbelag (Ag 2 S) auf dem Besteck ist verschwunden und das Silber glänzt wieder. Auswertung: Der schwärzliche Belag entsteht bei der Reaktion zwischen dem Silber, dem Luftsauerstoff und dem Schwefelwasserstoff, der sich ebenfalls in der Luft befindet. Es ensteht Silbersulfid: 4 Ag + 2 H 2 S + O 2 2 Ag 2 S + 2 H 2 O Bei der Reinigungsreaktion bildet sich ein elektrochemisches Lokalelement aus und das Aluminium, welches in dem Elektrolyten in Kontakt mit dem Silber steht, wird oxidiert: Al Al e - Die im Silbersulfid enthaltenen Silberionen werden dabei reduziert: Ag 2 S + 2 e - 2 Ag + S 2- Die Redoxgleichung lautet: 2 Al + 3 Ag 2 S 2 Al Ag + 3 S 2-2. Vorkommen Silber liegt teils als Halogenid, z. B. Chlorargyrit ( Hornsilber, AgCl), teils auch als silberhaltiges Gold, oder als gediegenes Silber, in Form von Körnern oder als drahtig verästeltes Geflecht, vor. [1, 5] Meist findet man Silber aber in Form von Silbersulfiden. Wichtig sind dabei z. B. Argentit ( Silberglanz, Ag 2 S), Stromeyerit ( Kupfersilberglanz, CuAgS), Proustit ( lichtes Rotgültigerz, Ag 3 AsS 3 ) oder Pyrargyrit ( dunkles Rotgültigerz, Ag 3 SbS 3 ). [2, 5] Wichtige Silbervorkommen liegen in Mexiko, Nevada (USA), Südamerika und Kanada. [2] Das Vorkommen in der Erdkruste beträgt 0, % und ist damit 20 mal häufiger als das von Gold. [1] Versuch: Fällungsreaktionen [5] Pasteurpipette, 3 Reagenzgläser Silbernitratlösung (AgNO 3 ), Kaliumiodid (KI), Kaliumchromat (K 2 CrO 4 ) Schwefelwasserstoff (H 2 S) als H 2 S Wasser In die drei Reagenzgläser wird jeweils Silbernitratlösung gefüllt. In das erste Reagenzglas gibt man etwas von dem H 2 S-Wasser hinzu, in das zweite wird eine Spatelspitze voll Kaliumchromat, und in das dritte etwas Kaliumiodid gegeben. 2

Es ensteht Silbersulfid: 4 Ag + 2 H 2 S + O 2 2 Ag 2 S + 2 H 2 O Bei der Reinigungsreaktion bildet sich ein elektrochemisches Lokalelement aus und das Aluminium, welches in dem Elektrolyten in

3 Auswertung: Im ersten Reagenzglas bildet sich ein schwarzer Niederschlag, im zweiten Reagenzglas entsteht ein rotbrauner Niederschlag und im dritten Reagenzglas kann man einen gelben Niederschlag beobachten. Reaktionsgleichungen: 2 + (schwarz) 2 + (rotbraun) + (gelb) 3. Verwendung Die wichtigste Verwendung war bis 1870 die Herstellung von Silbermünzen als Zahlungsmittel. [1] Silber ist auch ein wichtiges Material für die Herstellung von Schmuck, Besteck, Tafelsilber und von Kirchengeräten. [1] Eine weitere Verwendung findet man bei den Zahnfüllungen. Die Amalgame werden heute in Form von Silberamalgam angewendet. Zahnärztliches Amalgam besteht aus ca. 50 % Quecksilber und einer Feilungsmischung. Diese setzt sich aus mindestens 40 % Silber zusammen. [6, 7] Silber besitzt die höchste elektrische Leitfähigkeit aller Metalle, eine hohe Wärmeleitfähigkeit und eine ausgeprägte optische Reflexionsfähigkeit. Dadurch ist Silber für Anwendungen in Elektrik, Optik und Elektronik prädestiniert. [1] Silberhalogenide werden aufgrund ihrer Lichtempfindlichkeit in der Photographie eingesetzt. [1, 7] Silber hat antibakterielle Wirkung und findet Anwendung in Medizinprodukten, wie beispielsweise in Silberbeschichtungen, Salben und Bestecken. [1] Auch im Speisenbereich wird Silber als Lebensmittelfarbstoff E 174 für Überzüge von Pralinen und in Likören verwendet. Silbersalze färben Glas und le gelb. [1] Früher verwendete man für Haushaltsspiegel Silberschichten, diese neigten jedoch zum Anlaufen und lieferten ein leicht gelbstichiges Bild. [8] 3

[1] Silber ist auch ein wichtiges Material für die Herstellung von Schmuck, Besteck, Tafelsilber und von Kirchengeräten. [1] Eine weitere Verwendung findet man bei den Zahnfüllungen.

4 Versuch: Die Silberspiegelprobe [5, 9, 10] Bunsenbrenner, Kristallisierschale, 2 10 ml Messpipetten, Pasteur-Pipette, fettfreier und sauberer Rundkolben Silbernitratlösung (AgNO 3 ), Ammoniaklösung (NH 3 ), gesättigte Glucoselösung (C 6 H 12 O 6 ) In einem fettfreien Rundkolben werden zuerst 6 ml Silbernitrat vorgelegt. Desweiteren gibt man soviel Ammoniaklösung zu, bis sich der braune Niederschlag, der sich zunächst bildet, wieder auflöst. Als letztes fügt man 10 ml Glucoselösung hinzu und erwärmt das Gemisch mit dem Bunsenbrenner. Erklärung: Durch die Zugabe der Ammoniaklösung werden die Silberionen als Silberoxid ausgefällt. Bei weiterer Ammoniakzugabe geht der braune Niederschlag als Diamminsilberkomplex wieder in Lösung. Die Aldehydgruppe der Glucose hat reduzierende Wirkung, d. h. sie verursacht die Reduktion der Silberionen zu elementarem Silber. Auswertung: Reduktion: Oxidation: Gesamt: 4. Lehrplanbezug Im Lehrplan der Realschule können die Versuche 1 und 3 in der neunten Klasse als Beispiele für Redoxreaktionen (Ch 9.2) verwendet werden. [11] In der Weihnachtszeit eignet sich die Silberspiegelprobe besonders gut, da auf die Herstellung von Christbaumkugeln Bezug genommen werden kann. Außerdem kann der Versuch bei dem Thema Sauerstoffhaltige organische Verbindungen (Ch 10.2) gezeigt werden, die in der zehnten Klasse behandelt werden. [12] Der Alltagsbezug kann durch die Reinigung von Silber hergestellt werden, da Schmuck oder Besteck bekannte Gegenstände sind. 4

Desweiteren gibt man soviel Ammoniaklösung zu, bis sich der braune Niederschlag, der sich zunächst bildet, wieder auflöst.

5 5. Quellen [1] (Stand: ) [2] A. F. Holleman, E. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 101. Auflage, Walter de Gruyter-Verlag, Berlin, 2007, S [3] F. A. Cotton, G. Wilkinson, Anorganische Chemie, 4. völlig neu bearbeitete Auflage, Verlag Chemie, Weinheim, Deerfield Beach, Florida, Basel, 1982, S. 986, S [4] R. W. Roesky, K. Möckel, Chemische Kabinettstücke, Verlag Chemie, Weinheim, New York, Basel, Cambridge, Tokyo, 1994, S [5] G. Jander, E. Blasius: Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie, 16. Auflage, S. Hirzel-Verlag, Stuttgart, 2006, S [6] (Stand: ) [7] C. E. Mortimer, U. Müller: Chemie, 9. Auflage, Thieme-Verlag, Stuttgart, 2007, S [8] (Stand: ) [9] H. Keune, H. Boeck: Chemische Schulexperimente, Band 1 (Anorganische Chemie), 1. Auflage, Volk und Wissen-Verlag GmbH & Co, Berlin, 1998, S [10] H. Keune, F. Filbry: Chemische Schulexperimente. Band 2 (Anorganische Chemie, Teil 1), Verlag Harry Deutsch, Thun, Frankfurt M., 1973, S [11] bd73df0d84d027dd (Stand: ) [12] 7d73d8fc20597f94 (Stand: ) 5

Möckel, Chemische Kabinettstücke, Verlag Chemie, Weinheim, New York, Basel, Cambridge, Tokyo, 1994, S. 207-208. [5] G. Jander, E.

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