47, Silber (Ag)
Kupfergruppe 		Atommasse[1]:
107.87 ± 0.01 u
In biologischen oder geologischen Materialen kann die Atommasse außerhalb der angegebenen Bereiche liegen.  
Argentum
lat. argentum = Silber 		Elektronen-Konfiguration[2]: (Kr) 4d10 5s1

Redoxpotenziale

Redoxpotenziale des Elements Silber:

Liste der Redoxpotenziale für Silber

von nach Reduktion   Oxidation εO in mV pH
±0 Ag +1 AgCl Ag + Cl-  ⇌ AgCl + e- +0.222 [3] 0
±0 Ag +1 AgBr Ag + Br-  ⇌ AgBr + e- +0.071 [3] 0
±0 Ag +1 AgI Ag + I-  ⇌ AgI + e- -0.152 [3] 0
±0 Ag +1 AgF Ag + F-  ⇌ AgF + e- +0.779 [4] 0
±0 Ag +1 Ag2S 2 Ag + H2S + 2 H2O  ⇌ Ag2S + 2 H3O+ + 2 e- -0.037 [4] 0
±0 Ag +1 Ag+ Ag  ⇌ Ag+ + e- +0.799 [3] 0
±0 Ag +1 Ag(CN)2- Ag + 2 CN-  ⇌ Ag(CN)2- + e- -0.31 [3] 14
±0 Ag +1 AgCN Ag + CN-  ⇌ AgCN + e- -0.017 [3] 14
±0 Ag +1 Ag2S 2 Ag + S2-  ⇌ Ag2S + 2 e- -0.691 [4] 14
±0 Ag +1 Ag(NH3)2+ Ag + 2 NH3  ⇌ Ag(NH3)2+ + e- +0.373 [5] 14
±0 Ag +1 Ag2O 2 Ag + 2 OH-  ⇌ Ag2O + H2O + 2 e- +0.342 [3] 14
+1 Ag+ +2 Ag2+ Ag+  ⇌ Ag2+ + e- +1.98 [3] 0
+1 Ag2O +2 AgO Ag2O + 2 OH-  ⇌ 2 AgO + H2O + 2 e- +0.604 [3] 14
+2 Ag2+ +3 AgO+ Ag2+ + 3 H2O  ⇌ AgO+ + 2 H3O+ + e- +2.1 [3] 0
+2 AgO +3 Ag2O3 2 AgO + 2 OH-  ⇌ Ag2O3 + H2O + 2 e- +0.887 [3] 14
Tabelle 1: Redoxpotenziale unter Standardbedingungen (25 °C, 1013.25 hPa, 1 mol/L-Lösungen) in wässrigen Lösungen. In der ersten Spalte ist der reduzierte Teil, in der zweiten Spalte der oxidierte Teil der Halbreaktion, jeweils mit Oxidationszahl und Formel angegeben. In den nächsten beiden Spalten ist die Halbreaktion komplett angegeben, in der folgenden Spalte das Standardpotenzial unter den genannten Bedingungen in mV. In der letzten Spalte ist die Bedingung, unter der das Potenzial gilt, meistens pH 0 für sauer und pH 14 für basisch. Aus Gründen der Übersichtlichkeit sind Redoxreaktionen gleicher Ausgangsstufe optisch mit vertikalen Strichen abgetrennt zusammengefasst dargestellt. Redox-Halbreaktionen, deren Werte für die Berechnung der untenstehenden Redoxtabellen verwendet werden, sind gelb unterlegt dargestellt.

Redox-Tabelle für pH 0

   von:
nach:		 (±0) Ag (+1) Ag+ (+2) Ag2+ (+3) AgO+
(±0) Ag ±0 +0.799 +1.39 +1.626
(+1) Ag+ +0.799 ±0 +1.98 +2.04
(+2) Ag2+ +1.39 +1.98 ±0 +2.1
(+3) AgO+ +1.626 +2.04 +2.1 ±0
Tabelle 2: Standard-Potenziale (εO) aller Redox-Paare der in Tabelle 1 gelb unterlegten Silber-Verbindungen für pH 0 in mV. In den Spalten- und Zeilenüberschriften sind in Klammern die jeweilige Oxidationsstufe von Silber und dahinter die Verbindung angegeben. Die angegebenen Werte wurden aus denen der obigen Liste der Redoxpotenziale für Silber automatisch per Skript berechnet, bzw. in diese Tabelle übernommen. Die Berechnung eines Potenzials erfolgt dabei durch Aufsummierung der Faktoren von Potenzialen und Elektronenzahlen aller Zwischenstufen und anschließendes Teilen dieser Summe durch die Gesamtelektronenzahl (vgl. auch Wiberg et. al, 2007, S. 229[2]).

Beispiel: ε(SiH4/SiO2) bei pH 0 = (ε(SiH4/Si) × 4e- + ε(Si/SiO) × 2e- + ε(SiO/SiO2) × 2e-)/8e- = (0.102 mV×4e - 0.808 mV×2e - 1.01 mV×2e)/8e = -0.4035 mV.

Redox-Tabelle für pH 14

   von:
nach:		 (±0) Ag (+1) Ag2O (+2) AgO (+3) Ag2O3
(±0) Ag ±0 +0.342 +0.473 +0.611
(+1) Ag2O +0.342 ±0 +0.604 +0.746
(+2) AgO +0.473 +0.604 ±0 +0.887
(+3) Ag2O3 +0.611 +0.746 +0.887 ±0
Tabelle 3: Standard-Potenziale (εO) aller Redox-Paare der in Tabelle 1 gelb unterlegten Silber-Verbindungen für pH 14 in mV. In den Spalten- und Zeilenüberschriften sind in Klammern die jeweilige Oxidationsstufe von Silber und dahinter die Verbindung angegeben. Die angegebenen Werte wurden aus denen der obigen Liste der Redoxpotenziale für Silber automatisch per Skript berechnet, bzw. in diese Tabelle übernommen. Die Berechnung eines Potenzials erfolgt dabei durch Aufsummierung der Faktoren von Potenzialen und Elektronenzahlen aller Zwischenstufen und anschließendes Teilen dieser Summe durch die Gesamtelektronenzahl (vgl. auch Wiberg et. al, 2007, S. 229[2]).

Beispiel: ε(SiH4/SiO2) bei pH 0 = (ε(SiH4/Si) × 4e- + ε(Si/SiO) × 2e- + ε(SiO/SiO2) × 2e-)/8e- = (0.102 mV×4e - 0.808 mV×2e - 1.01 mV×2e)/8e = -0.4035 mV.

Quellen: [1] Prohaska, T., Irrgeher, J., Benefield, J., Böhlke, J. K., Chesson, L. A., Coplen, T. B., ... & Meija, J. (2022). Standard atomic weights of the elements 2021 (IUPAC Technical Report). Pure and Applied Chemistry, 94(5), 573-600. https://doi.org/10.1515/pac-2019-0603
[2] Wiberg, N., Wiberg, E. & Holleman, A. F. (2007). Lehrbuch der anorganischen Chemie. (S. 300, 1304, 1878). Walter de Gruyter. https://doi.org/10.1515/9783110206845
[3] Wiberg, N., Wiberg, E. & Holleman, A. F. (2017). Lehrbuch der anorganischen Chemie. Walter de Gruyter.
[4] Lide, D. R. (2005). Electrochemical series, in: CRC Handbook of Chemistry and Physics, Internet Version 2005. CRC Press Boca Raton.
[5] Shriver, D. F., Atkins, P. W. Inorganic Chemistry. Oxford University Press.