Oxide

Oxide
Ein Quarzkristall - chemisch gesehen reines Siliziumdioxid
Korund-Kristalle sind eine natürlich vorkommende, farblose Modifikation des Aluminiumoxids. Bekannte Farbvarietäten sind der blaue Saphir (gefärbt durch Fe/Ti) und der rote Rubin (gefärbt durch Cr).
Stickstoffdioxid ist ein braunes, giftiges Gas

Ein Oxid (von griech. ὀξύς, oxýs = scharf, spitz, sauer) ist eine Sauerstoff-Verbindung, in der dieser die Oxidationszahl −II hat. Die meisten Oxide entstehen, wenn brennbare Stoffe mit Sauerstoff reagieren (Ursprung des Wortes Oxidation): Bei ihrer Oxidation geben sie Elektronen an das Oxidationsmittel Sauerstoff ab, so dass Oxide gebildet werden.[1]

Je nach Bindungspartner unterscheidet man in der Chemie zwei Stoffgruppen von Oxiden:

  • Nichtmetalloxide (diese sind molekular, i. a. leicht flüchtig und reagieren mit Wasser zu Säuren) und
  • Metalloxide (diese sind ionische (salzartige) oder kovalente Oxide; Oxide unedler Metalle reagieren mit Wasser zu Basen und bilden Laugen).

Entsprechend ihrer stöchiometrischen Zusammensetzung unterscheidet man Monoxide, Dioxide, Trioxide, Tetroxide, Pentoxide usw., z. B. Kohlenmonoxid, Chlordioxid und Schwefeltrioxid.

Der überwiegende Teil der Erdkruste und des Erdmantels besteht aus Oxiden (vor allem aus Siliciumdioxid (Quarz) und hiervon abgeleiteten Salzen, den Silikaten sowie Aluminiumoxid). Auch Wasser gehört zur Stoffgruppe der Oxide.

Ethylenoxid ist ein Beispiel für ein organisches Oxid.[1]

Inhaltsverzeichnis

Herstellung

Oxide werden hergestellt durch:

  • Reaktion von Elementen mit Sauerstoff (Oxidation im engeren Sinne, früher auch als Oxygenierung bezeichnet),
  • Erhitzen von Hydroxiden und Oxidhydraten (Beispiel: Kupfer(II)-hydroxid wird zu Kupfer(II)-oxid und Wasserdampf, Rost wird zu Eisenoxiden und Wasserdampf),
  • Erhitzen von Salzen mit flüchtigen Anhydriden (Beispiel: Das Brennen von Kalk / Calciumcarbonat zu Calciumoxid, Erhitzen von Kupfer(II)-nitrat zu Kupfer(II)-oxid und nitrosen Gasen)

Das oben abgebildete schwarze Kupfer(II)-oxid kann also z. B. durch folgende Reaktionen synthetisiert werden:

\mathrm{2 \ Cu(NO_3)_2 \longrightarrow 2 \ CuO + 4 \ NO_2 +  \ O_2}
\mathrm{CuCO_3 \longrightarrow CuO + CO_2}
\mathrm{Cu(OH)_2 \longrightarrow CuO + H_2O}

Ferner ließe sich das rote Kupfer(I)-oxid durch Sauerstoff in schwarzes Kupfer(II)-oxid umwandeln. Auch beim Rösten sulfidischer Kupfererze wird Kupfer(II)-oxid hergestellt, indem man Kupfer(II)-sulfid an Luft oder im Sauerstoffstrom glüht (Nebenprodukt Schwefeldioxid).

Wie leicht ein Metall ein Oxid bildet, hängt von der Elektronegativität und Sauerstoffaffinität des Elementes ab. Je unedler ein Metall, desto heftiger kann es im allgemeinen mit Sauerstoff reagieren und Oxide bilden. Daneben hängt die Reaktivität auch von der Passivierung eines Elementes ab, da bei vielen Elementen eine dicht haftende Oxidschicht die weitere Reaktion verhindert. Nur wenn diese Sauerstoffdurchlässig ist oder entfernt wird, kann das Metall weiterreagieren.

Eigenschaften der Oxide

Es gibt saure, basische und amphotere Oxide.

  • Nichtmetalloxide sind molekular und reagieren mit Wasser zu Säuren,
  • Metalloxide sind salzartig (ionisch); Oxide unedler Metalle reagieren mit Wasser zu Basen und Laugen).
  • Amphotere Oxide und Hydroxide haben die Eigenschaft, sauer UND basisch reagieren zu können - je nach Reaktionspartner (vgl. unter Säure-Base-Reaktion): Sie reagieren mit Säuren UND mit Basen zu Salzen.

Oxide edlerer Metalle werden zwecks Reaktion mit Wasser daher oft über einen Umweg als Salze in Hydroxide verwandelt: Kupfer(II)-oxid kann z. B. in konz. Salzsäure zu Kupfer(II)-chlorid gelöst werden. Dieses bildet mit Natronlauge Kupfer(II)-hydroxid, welches wie oben angegeben durch Erhitzen in Kupfer(II)-oxid umgewandelt werden kann.

Hydroxide sind flockige Niederschläge, die oft charakteristische Färbungen aufweisen (Kupfer(II)-hydroxid hellblau, Nickel(II)-hydroxid apfelgrün, Chrom(III)-hydroxid graugrün, Mangan(II)-hydroxid rosa und an Luft in Folge von Oxidation braun werdend, Cobalt(II)-hydroxid blau oder rosa, Eisen(III)-hydroxid rostbraun, Eisen(II)-hydroxid graugrün).

Oxid-Ion und Hydroxid-Ion

Buntmetall-Salzlösungen (links) und die hieraus mit Laugen erzeugten Hydroxidniederschläge (rechts)

Das den Metalloxiden zugrunde liegende O2−-Ion entsteht bei der Redoxreaktion des Oxidationsmittels Sauerstoff mit einem Metall. Es ist nur in Schmelzen und in Kombination mit Kationen (in Form von Salzen) existent, nicht jedoch als freies Ion, denn es ist eine extrem starke Base und wird somit in wässriger Lösung quantitativ zum Hydroxid-Ion protoniert (Säure-Base-Reaktion). Metall-Hydroxide enthalten das OH-Ion und werden meistens aus Salzlösungen und Laugen gewonnen.

In Nichtmetalloxiden liegt in der Regel kein Oxid-Anion vor, da Nichtmetalle untereinander eine kovalente Atombindung eingehen. Das dem Oxidion ähnelnde Peroxidion weist eine Oxidationszahl von −I statt −II auf, da hier zwei Sauerstoffatome miteinander verbunden sind. Nichtmetalloxide reagieren mit Wasser zu Säuren (mit Oxo-Anionen wie Sulfat, Carbonat usw.). Sie sind somit als Hydroxide von saurem Charakter anzusehen.

Das Bindungsvermögen des Sauerstoffs

Sauerstoff ist ein starkes Oxidationsmittel und bildet mit fast allen Elementen isolierbare Oxide, mit Ausnahme der Edelgase Helium, Neon, Argon, Krypton und des Halogens Fluor (Fluor nimmt hierbei eine Sonderstellung ein, weil zwar die Sauerstoffverbindungen OF2, O2F2 und O4F2 darstellbar sind, diese Stoffe aber wegen der höheren Elektronegativität des Fluors nicht als Fluoroxide, sondern als Sauerstofffluoride bezeichnet werden).

Sauerstoff bildet neben Oxiden auch Oxo-Anionen: Hier haben sich mehrere Sauerstoffatome an ein Atom gebunden, welches zumeist die höchstmögliche Oxidationszahl aufweist (Beispiele: Phosphat, Sulfat, Chromat, Permanganat, Nitrat, Carbonat). Sie entstehen in der Regel, wenn Nichtmetall- und Nebengruppenmetall-Oxide mit sehr hoher Oxidationszahl mit Wasser zu Säuren reagieren.

Zudem existieren Sauerstoff-Sauerstoff-Verbindungen wie z. B. im Bleichmittel Wasserstoffperoxid (s.o.). Anorganische Peroxide sind stark ätzend und oxidierend, organische Peroxide in der Regel explosiv.

Verwendung

Natürliche Metalloxide dienen als Erze zur Metallgewinnung. Ihnen wird durch Verhüttung – z. B. mittels Kohlenstoff (Hochofenprozess) – der Sauerstoff entzogen und so das reine Metall gewonnen.[2]

Metalloxide wurden schon in der Steinzeit als Pigmente benutzt und auch Erdpigmente genannt.[3] Eine weitere Anwendung in der neueren Zeit ist die Verwendung als molekularer Schalter in der Informationstechnik.

Einzelne Oxide und weitere Sauerstoff-Verbindungen

Eine angerostete Verriegelung eines Containers: Eisen oxidiert in Gegenwart von Wasser und Luft langsam zu Rost

Bekannte Oxide sind, in alphabetischer Reihenfolge:

Sauerstoffverbindungen mit Sauerstoff in anderen Oxidationsstufen sind :

Siehe auch

Wiktionary Wiktionary: Oxid – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Einzelnachweise

  1. a b Brockhaus ABC Chemie, VEB F. A. Brockhaus Verlag Leipzig 1965, S. 1004.
  2. Gerhard Jokisch, Bruno Schütze, Werner Städtler in: Autorenkollektiv: Das Grundwissen des Ingenieurs, VEB Fachbuchverlag Leipzig, 1968, S. 991−1163, dort S. 1002.
  3. Brockhaus ABC Chemie, VEB F. A. Brockhaus Verlag Leipzig 1965, S. 1078.

Wikimedia Foundation.

Игры ⚽ Поможем написать курсовую

Schlagen Sie auch in anderen Wörterbüchern nach:

  • Oxide —   [französisch, zu griechisch oxýs »scharf«, »sauer«], Singular Oxid das, (e)s, früher Oxyde, Verbindungen der chemischen Elemente mit Sauerstoff, wobei der Sauerstoff in der Regel den elektronegativen Anteil bildet (nur bei den… …   Universal-Lexikon

  • Oxide — Ox ide ([o^]ks [i^]d or [o^]ks [imac]d), n. [F. oxyg[ e]ne oxygen + acide acid: cf. F. oxyde. The French word was correctly spelt oxide, till about the year 1840, when, in ignorance or forgetfulness of the true history and composition of the word …   The Collaborative International Dictionary of English

  • oxide — (n.) compound of oxygen with another element, 1790, from Fr. oxide (1787), coined by G. de Morveau and A. Lavoisier from ox(ygène) + (ac)ide. See OXYGEN (Cf. oxygen) …   Etymology dictionary

  • oxide — ► NOUN Chemistry ▪ a compound of oxygen with another element or group …   English terms dictionary

  • oxide — [äk′sīd΄] n. [Fr < Gr oxys, acid, sour (see OXY 2) + Fr (ac)ide,ACID] a binary compound of oxygen with some other element or with a radical …   English World dictionary

  • oxide — oxidic /ok sid ik/, adj. /ok suyd, sid/, n. Chem. a compound in which oxygen is bonded to one or more electropositive atoms. Also, oxid /ok sid/. [1780 90; < F (now oxyde), b. oxygène and acide. See OXYGEN, ACID] * * * I Any of a large and… …   Universalium

  • Oxide — Oxides, such as iron(III) oxide or rust, which consists of hydrated iron(III) oxides Fe2O3·nH2O and iron(III) oxide hydroxide (FeO(OH), Fe(OH)3), form when oxygen combines with other elements An oxide ( …   Wikipedia

  • oxide — A chemical compound of oxygen with another element. See aluminum oxide natural oxide skin nitrogen oxides nitrous oxide system nitrous oxide polyphenylene oxide …   Dictionary of automotive terms

  • oxide — [[t]ɒ̱ksaɪd[/t]] oxides N MASS: usu supp N An oxide is a compound of oxygen and another chemical element. Atoms of iron in the nail combine with atoms of oxygen from the air to form molecules of iron oxide, or rust …   English dictionary

  • oxide —    Any element combined with oxygen. Common rust is iron oxide, one of the most widely used colorants making red bricks red for example. Silver s oxide is more often referred to as tarnish. Bronze s is more often referred to as a patina. Pure… …   Glossary of Art Terms

Share the article and excerpts

Direct link
Do a right-click on the link above
and select “Copy Link”