Warum ist Ag3PO4 so unerwartet thermisch stabil?
Folgende Aufgabe habe ich:
Silber (I) -oxid wird an Luft bereits bei 300°C vollständig gespalten. Formulieren Sie die Zersetzungsreaktion und den dazugehörigen Massenwirkungsausdruck. Ag3PO4 kann bei 800°C ohne Zersetzung geschmolzen werden. Erläutern Sie die unerwartete thermische Stabilität.
Den ersten Teil habe ich:
Ag2O(s) <--> 2Ag(s) + ½O2(g), K'_p = p(O2)
Doch wie lässt sich die thermische Stabilität von Ag3PO4 begründen? Meine ersten Gedanken waren irgendwas mit Kristallstruktur, Bändertheorie? Kann aber auch in die völlig falsche Richtung gedacht sein, vlt. geht's ja ganz simpel mit einem anderen Erklärungsansatz?
1 Antwort
Es ist eher umgekehrt. Wieso zersetzt sich Silberoxid so leicht? Das Sulfat ist thermisch auch sehr beständig. Selbst Silberperchlorat ist relativ stabil, das Sulfid und die Halogenide ebenso.Die abweichende Labilität des Oxids kann ich spontan allerdings nicht erklären.
Doch, jetzt habe ich einen Ansatz. Im Orthophosphation sind die negativen Ladungen delokalisiert. Dies im Gegensatz zu Phosphorpentoxid mit lokalisierten Bindungen. Die Reaktion von Metalloxiden mit Phosphorpentoxid setzt also viel Energie frei. Indirekt ist es also die Entropie, allerdings die der Umgebung.
Klingt sinnvoll, aber von welchem Silberoxid wird dann noch gesprochen? ("Die Reaktion von Metalloxiden mit Phosphorpentoxid..")
Lässt sich das also auch mit hsab Konzept erklären, also die Frage nach der thermischen Stabilität
Danke, nur leider hilft mir das hier konkret nicht weiter 😅
https://chemistry.stackexchange.com/questions/172650/do-some-or-all-phosphates-thermally-decompose aber sehr viel schlauer werde ich da leider nicht ganz