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Silberiodid

Kristallstruktur
__ Ag+     __ I-
Allgemeines
Name Silberiodid
Andere Namen
Verhältnisformel AgI
CAS-Nummer 7783-96-2
PubChem 24563
Kurzbeschreibung gelbliches, geruchloses Pulver
Eigenschaften
Molare Masse 234,77 g/mol
Aggregatzustand fest
Dichte

5,67 g/cm3[1]

Schmelzpunkt

552 °C[1]

Siedepunkt

1506 °C[1]

Löslichkeit

praktisch unlöslich in Wasser: 30 µg/l [1]; löslich in starken Komplexbildnern (Cyanide/Thiocyanate)

Sicherheitshinweise
Gefahrstoffkennzeichnung [1]
keine Gefahrensymbole
R- und S-Sätze R: keine R-Sätze
S: 22-24/25
MAK

0,01 mg/m3 (bezogen auf die einatembare Fraktion)[1]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Silberiodid (auch Silberjodid) ist eine chemische Verbindung aus Silber und Iod. Es ist ein gelbliches, in Wasser unlösliches Salz.

Inhaltsverzeichnis

Vorkommen

Natürlich kommt Silberiodid als Mineral Jodargyrit vor.

Gewinnung und Darstellung

Silberiodid-
ohne und mit Ammoniakwasser

Silberiodid wird durch Ausfällen aus einer Silbernitrat-Lösung mit Hilfe von Kaliumiodid gewonnen.

Diese Reaktion wird auch in der chemischen Analytik als Nachweis für Iodid-Ionen benutzt, weil das entstehende AgI einen schwerlöslichen gelblichen Niederschlag bildet. Im Gegensatz zum Silberiodid lassen sich das ebenfalls schwer lösliche Silberchlorid (AgCl) und Silberbromid (AgBr) in verdünntem bzw. konzentriertem Ammoniakwasser als Silberdiamminkomplexe lösen (Komplexbildungsreaktion). Chlorid-, Bromid- und Iodid-Ionen können so mit Hilfe von Silbernitratlösung und Ammoniak voneinander unterschieden werden.

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Von Silberiodid sind mehrere Modifikationen bekannt.[2] Bei Raumtemperatur ist das β-AgI thermodynamisch stabil, das in der Wurtzit-Struktur kristallisiert. Daneben existiert eine metastabile Modifikation, das γ-AgI, das eine Zinkblende-Struktur hat.

Oberhalb von etwa 147 °C ist das α-AgI stabil, das aufgrund seiner hohen Silberionen-Leitfähigkeit zu den festen Ionenleitern gehört. Seine ionische Leitfähigkeit liegt in der Größenordnung von 1 bis 2 S/cm.[3] Das α-AgI hat ein kubisch-innenzentriertes Iodid-Untergitter und ein strukturell fehlgeordnetes Silberionen-Untergitter. Die Silberionen können sich also zwischen den größeren Iodidionen frei bewegen. Durch Einlagerung von Rubidium-Ionen zum Rubidiumsilberiodid (Ag4RbI5) kann die Temperatur des α/β-Phasenüberganges auf unter Raumtemperatur gesenkt werden. Dadurch wird auch der Bereich der Ionenleitung bis auf Raumtemperatur ausgedehnt.

Die elektronische Leitfähigkeit von α-AgI beruht auf Lochleitung und ist proportional zum I2-Partialdruck. Sie ist gegenüber der Ionenleitfähigkeit um ungefähr den Faktor 1010 kleiner.[4] Dies macht Silberiodid als festen Elektrolyten besonders gut geeignet.

Chemische Eigenschaften

Silberiodid ist lichtempfindlich und zerfällt dabei langsam in die Elemente. An Sonnenlicht verfärbt es sich grün-grau. AgI löst sich in starken Komplexbildnern, wie Cyaniden oder Thiocyanaten.

Verwendung

Silberiodid wird mit Aceton gemischt aus Hagelfliegern versprüht, um in der Atmosphäre kleinste Kondensationskerne zur gezielten Regen- oder Hagelbildung zu erzeugen. Damit kann die Bildung von zu großen Hagelkörnern verhindert werden.

In den Anfangszeiten der Fotografie im 19. Jahrhundert wurde es wegen seiner Lichtempfindlichkeit für verschiedene Edeldruckverfahren wie Talbotypie, Kalotypie und Argyrotypie verwendet. Später wurde es durch besser geeignete Substanzen wie Silberbromid ersetzt.

Außerdem dient es dazu, Trinkwasser zu sterilisieren, wobei auf Grund seiner toxischen Wirkung ein bestimmter Grenzwert nicht überschritten werden darf.

Quellen

  1. a b c d e f Eintrag zu Natriumiodid in der GESTIS-Stoffdatenbank des BGIA, abgerufen am 21. Januar 2007 (JavaScript erforderlich)
  2. J. G. P. Binner, G. Dimitrakis, D. M. Price, M. Reading, B. Vaidhyanathan: "Hysteresis in the β–α Phase Transition in Silver Iodide", Journal of Thermal Analysis and Calorimetry 2006, 84, S. 409–412 [1]
  3. W. Biermann, W. Jost: Z. Phys. Chem. N. F. 1960, 25, S. 139
  4. B. Ilschner: J. Chem. Phys. 1958, 28, S. 1109