Sølv er et grundstof med atomtegnet Ag (fra latin , fra urindoeuropæisk h₂erǵ 'skinnende' eller 'hvid') og atomnummeret 47. Det er et blødt, hvidt, skinnende overgangsmetal, med meget høj elektrisk ledningsevne, varmeledningsevne og reflektionsevne for et metal. Metallet findes i Jordens skorpe i sin rene, frie stofform, og som en legering med guld og andre metaller, samt i mineraler såsom argentit og chlorargyrit. Det meste sølv fremstilles som et biprodukt ved raffinering af kobber, guld, bly og zink.
Sølv har længe været et eftertragtet ædelmetal. Sølvmetal anvendes i mange investeringsmønter, somme tider sammen med guld. Mens det findes i rigeligere mængder end guld, så forekommer det sjældnere som et naturligt metal. Dets renhed vurderes typisk på en per-mille-basis; en 94%-ren legering beskrives som "0.940 fin". Som et af de syv metaller, der kendes fra Antikken, har sølv haft en fast rolle i de fleste menneskelige kulturer.
Udover i valuta og som investeringsmedium (mønter og bullion) anvendes sølv også i solcellepaneler, vandfiltrering, smykker, ornamenter, værdifuldt service ("sølvtøj"), i elektriske kontakter og ledere, i specialiserede spejle, vinduesbelægning, i katalyse af kemiske reaktioner, og som farvestof i farvet glas og i specialiseret konfekture. Dets forbindelser anvendes i fotografiske og røntgen-film. Fortyndede opløsninger af sølvnitrat og andre sølvforbindelser anvendes som desinfektionsmidler og mikrobiocider (oligodynamisk effekt), føjes til bandager og sårforbindinger, katetere og andet medicinsk udstyr.
Egenskaber thumb|left|upright|Sølv er ekstremt duktilt og kan trækkes i en tråd der er et atom bred. I sine fysiske og kemiske egenskaber ligner sølv meget sine to lodrette naboer i gruppe 11 i det periodiske system, kobber og guld. Dets 47 elektroner er arrangeret i konfigurationen [Kr]4d105s1, der ligner kobbers ([Ar]3d104s1) og gulds ([Xe]4f145d106s1); gruppe 11 er en af få grupper i d-blokken, der har et fuldstændigt konsistent sæt af elektronkonfigurationer. Denne særlige elektronkonfiguration, med en enkelt elektron i den højest-besatte s-underskal over en fyldt d-underskal, er grunden til mange af metallisk sølvs entydige egenskaber.
Sølv er et ekstremt blødt duktilt og formbart overgangsmetal, omend det er en smule mindre formbart end guld. Sølv krystalliseres i et kubisk rumcentreret krystalgitter med bulk-koordinationstallet 12, hvor kun den enkeltstående 5s-elektron er delokaliseret, meget lig kobber og guld.Greenwood and Earnshaw, p. 1178 I modsætning til metaller med ufuldstændige d-skaller mangler metalbindinger i sølv en kovalent egenskab og er relativt svage. Dette resulterer i sølvs enkeltkrystallerss lave hårdhed og høje duktilitet.
Sølv har en skinnende hvid metallisk glans, der kan påvirkes kraftigt ved polering, og som er så karakteristisk at metallets navn er blevet synonym for en farve - "sølvfarvet".Greenwood and Earnshaw, p. 1177 I modsætning til kobber og guld så er den påkrævede energi til at excitere en elektron fra det fyldte d-bånd til s-p-ledningsbåndet i sølv stor nok (omkring 385 kJ/mol) til at den ikke længere svarer til absorption i spektrummets synlige region, men snarere i det ultraviolette; sølv er derfor ikke et farvet metal. Beskyttet sølv har en større optisk reflektionsevne end aluminium på alle bølgelænger, der er større end ~450 nm. På bølgelængder, der er kortere end 450 nm, er sølvs reflektionsevne ringere end aluminiums, og falder til nul omkring 310 nm.
Det er normalt for grundstoffer i gruppe 11 at have meget høj elektrisk og termisk ledningsevne, idet deres enkeltstående s-elektron er fri og ikke interagerer med den fyldte d-underskal, da sådanne interaktioner (som sker i de foregående overgangsmetaller) sænker elektronbevægeligheden.Russell AM & Lee KL 2005, [https://books.google.com/books?id=fIu58uZTE-gC&printsec=frontcover Structure-property relations in nonferrous metals], Wiley-Interscience, New York, . p. 302. Sølv har den største kontaktmodstand og den bedste elektriske ledningsevne ud af alle metaller - større end kobber - omend kulstofs ledningsevne (i diamant-allotropen) og superflydende helium-4 er endnu højere.. Sølv anvendes dog i praksis sjældent for sin elektriske ledningsevne på grund af de høje omkostninger - en undtagelse er indenfor højfrekvensteknik, især ved VHF og højere frekvenser, hvor sølvplader forbedrer den elektriske ledningsevne, da strømme typisk flyder på overfladen af ledere snarere end gennem deres indre. Under anden verdenskrig anvendte man i USA 13.540 ton sølv til fremstilling af elektromagneter i calutroner til berigelse af uran, hovedsageligt på grund af krigstidens mangel på kobber.
Sølv danner nemt legeringer med kobber og guld, såvel som med zink. Zinksølv-legeringer med lav koncentration af zink kan betragtes som overfladecentrerede kubiske faste opløsninger af zink i sølv, da sølvets struktur er næsten uændret, mens elektronkonfigurationen stiger efterhånden som der tilføjes mere zink. En øgning af elektronkonfigurationen leder til faserne rumcentreret kubisk (elektronkoncentration 1,5), kompleks kubisk (1,615) og heksagonal tætpakket (1.75).
Isotoper Naturligt forekommende sølv består af to stabile isotoper, 107Ag og 109Ag, med 107Ag en smulemere udbredt (51,839% af naturlig forekomst). Dette er næsten ligelig fordeling af forekomsten af isotroper, hvilket sjældent ses i det periodiske system. Atomvægten er 107,8682(2) u; denne værdi er meget vigtig på grund af vigtigheden af sølvforbindelser, især halider, indenfor gravimetrisk analyse. Begge sølvisotoper produceres i stjerner via s-processen (langsom neutronindfangning), såvel som i supernovaer via r-processen (hurtig neutronindfangning).
Der er blevet karakteriseret 28 radioisotoper, hvoraf de mest stabile er 105Ag med en halveringstid på 41,29 dage, 111Ag med en halveringstid på 7,45 dage, og 112Ag med en halveringstid på 3,13 timer. Sølv har mange nukleare isomerer, hvoraf de mest stabile er 108mAg (t1/2 = 418 år), 110mAg (t1/2 = 249,79 dage) og 106mAg (t1/2 = 8,28 dage). Alle de tilbageværende radioaktive isotoper har en halveringstid på mindre end en time, og størstedelen af disse har en halveringstid på mindre end tre minutter.
Sølvisotoper har en relativ atommasse, der rækker fra 92,950 u (93Ag) til 129.950 u (130Ag); den primære henfaldstilstand før den mest forekommende stabile isotop, 107Ag, er elektronindfangning og den primære tilstand efter er betahenfald. De primære henfaldsprodukter før 107Ag er isotoper af palladium (grundstof 46), og de primære produkter efter er isotoper af cadmium (grundstof 48).
Palladiumisotopen 107Pd henfalder ved betaudledning til 107Ag med en halveringstid på 6,5 millioner år. Jernmeteoritter er de eneste objekter med et højt nok forhold af palladium-til-sølv til at give målbare variationer i forekomst af 107Ag. Det radiogene 107Ag blev opdaget første gang i Santa Clara-meteoritten i 1978. 107Pd–107Ag-korrelationer, der er blevet observeret i legemer, der med al tydelighed er blevet smeltet siden akkretionen af Solsystemet indikerer at der må have fandtes ustabile nuklider i det tidlige Solsystem.
Kemiske egenskaber + Oxideringstrin og stereokemi Oxideringstrin Koordinationstal Stereokemi Repræsentativforbindelse 0 (d10s1) 3 Plan Ag(CO)3 1 (d10) 2 Lineær [Ag(CN)2]− 3 Trigonal plan AgI(PEt2Ar)2 4 Tetrahedral [Ag(diars)2]+ 6 Octahedral AgF, AgCl, AgBr 2 (d9) 4 Firkantet plan [Ag(py)4]2+ 3 (d8) 4 Firkantet plan [AgF4]− 6 Octahedral [AgF6]3− Sølv er et relativt ureaktivt metal, da dets fyldte 4d-skal ikke er særligt effektiv til at skærme de elektrostatiske tiltrækningskrafter fra kernen til den yderstliggende 5s-elektron, og sølv er derfor placeret nær bunden af den elektrokemiske serie (E0(Ag+/Ag) = +0.799 V). I gruppe 11 har sølv den laveste førsteioniseringsenergi (hvilket viser 5s-orbitalens ustabilitet), men har højere anden- og tredjeioniseringsenergier end kobber og guld (hvilket viser 4d-orbitalernes stabilitet), og sølvets kemi er derfor hovedsageligt i et oxidationstrin på +1, hvilket viser det gradvist mere begrænsede interval af oxidationstrin langs overgangsserien, da d-orbitalerne fyldes og stabiliseres.Greenwood and Earnshaw, p. 1180 For kobber forklarer Cu2+'s store hydrationsenergi sammenlignet med Cu+ hvorfor den førstnævnte er mere stabil i vandholdige opløsninger og fastform på trods af manglen på sidstnævntes stabile, fyldte d-underskal. I sølv bliver denne effekt dog tilsidesat af dets store andenioniseringsenergi, og følgelig er Ag+ den stabile art i vandige opløsninger og fastform, mens Ag2+ er meget mindre stabil, da den oxiderer vand.
De fleste sølvforbindelser har tydelige kovalente egenskaber på grund af sølvs lille størrelse og høje første ioniseringsenergi (730,8 kJ/mol). Derudover er sølvs Pauling-elektronegativitet på 1,93 højere end blys (1,87) og dets elektronaffinitet på 125,6 kJ/mol er meget højere end brints (72,8 kJ/mol) og kun lidt under ilts (141,0 kJ/mol).Greenwood and Earnshaw, p. 1176 På grund af dets fulde d-underskal udviser sølv i dets primære +1-oxidationstrin relativt få egenskaber fra de egentlige overgangsmetaller fra gruppe 4 til 10, danner relativt ustabile metalorganiske forbindelser, danner lineære komplekser, der viser meget lave koordinationstal såsom 2, samt danner et amfotært oxidLidin RA 1996, Inorganic substances handbook, Begell House, New York, . p. 5 såvel som Zintl-faser ligesom andre metaller.Goodwin F, Guruswamy S, Kainer KU, Kammer C, Knabl W, Koethe A, Leichtfreid G, Schlamp G, Stickler R & Warlimont H 2005, 'Noble metals and noble metal alloys', in Springer Handbook of Condensed Matter and Materials Data, W Martienssen & H Warlimont (eds), Springer, Berlin, pp. 329–406, . p. 341 Sølvs +1-oxidationstrin er, i modsætning til de foregående overgangsmetaller, stabilt selv i manglen på π-acceptorligander.
Sølv reagerer ikke med luft, selv når det er rødglødende, og blev derfor af alkymister anset som et ædelmetal på linje med guld. Dets reaktivitet ligger mellem kobbers (som danner kobber(I)oxid når det opvarmes i luften til rød varme) og gulds. Sølv reagerer, ligesom kobber, med svovl og dets forbindelser, som misfarver det i luften og danner sølvsulfid (kobber danner i stedet det grønne sulfat, mens guld slet ikke reagerer). I modsætning til kobber så vil sølv ikke reagere med halogener, med undtagelse af fluorgas, som det danner difluorid med. Selvom sølv ikke angribes af ikke-oxiderende syrer så vil det stadig kunne opløses i varm, koncentreret svovlsyre, såvel som i fortyndet eller koncentreret salpetersyre. Ved tilstedeværelsen af luft, og især ved tilstedeværelsen af brintoverilte, vil sølv nemt opløses i vandige opløsninger af cyanid.Greenwood and Earnshaw, p. 1179
Historiske sølvartefakter er typisk blevet forringet på tre primære måder: misfarvning, dannelse af sølvklorid pga. længerevarende nedsænkning i saltvand samt gennem reaktioner med nitrationer eller ilt. Frisk sølvklorid er bleggult og bliver lilla ved at blive udsat for lys; det projicerer en smule fra artefaktens overflade. Udfældningen af kobber i oldtidens sølv kan anvendes til at datere artefakter, da kobber næsten altid er en bestanddel i sølvlegeringer."Silver Artifacts" in Corrosion – Artifacts. NACE Resource Center
Sølvmetal kan angribes af stærke oxidationsmidler såsom kaliumpermanganat () og kaliumdichromat (), samt ved tilstedeværelsen af kaliumbromid (). Disse forbindelser anvendes indenfor fotografering til at blege sølvbilleder idet man konverterer dem til sølvbromid, der enten kan fastsættes med thiosulfat eller genudvikles og dermed intensivere det oprindelige billede. Sølv danner cyanidkomplekser (sølvcyanid), der er opløselige i vand ved tilstedeværelsen af et overskud af cyanidioner. Sølvcyanidopløsninger kan anvendes til galvanisering af sølv.