Oxide

Kupfer(II)-oxid

Mennige,Blei(II,IV)-oxid

EinQuarzkristall– chemisch gesehen reines Siliciumdioxid

Korund-Kristalle sind eine natürlich vorkommende, farblose Modifikation desAluminiumoxids.Bekannte Farbvarietäten sind der blaueSaphir(gefärbt durch Fe/Ti) und der roteRubin(gefärbt durch Cr).

Stickstoffdioxidist ein braunes, giftiges Gas

Oxide(ältere Schreibungund auch allgemeinsprachlichOxyde;vongriech.ὀξύς, oxýs ‚scharf‘, ‚spitz‘, ‚sauer‘) sindSauerstoff-Verbindungen eines Elements,in denen der Sauerstoff dieOxidationszahl−2 hat. Oxide entstehen, wenn Elemente oder Verbindungen mit elementarem Sauerstoff (Oxidationszahl 0) reagieren (Ursprung des WortesOxidation). Bei der Oxidation geben geeignete Elemente in den Verbindungen Elektronen an das Oxidationsmittel Sauerstoff ab, so dass in den neu gebildeten Oxiden die Oxidationszahl des Sauerstoffatoms auf −2 erniedrigt ist und die Oxidationszahl des oxidierten Elements in der Verbindung entsprechend erhöht ist.

Fast alle Verbindungen von Elementen mit Sauerstoff werden als Oxide bezeichnet. Eine Ausnahme bilden nur die Verbindungen von Sauerstoff mitFluorals dem elektronegativsten Element aller Elemente. Da der Sauerstoff in diesen Verbindungen eine positive Oxidationszahl besitzt, heißen diese Verbindungen nichtFluoroxide,sondernSauerstofffluoride.

Bei den Oxiden kann man je nach Bindungspartner zweiStoffgruppenvon Oxiden unterscheiden:

• Metalloxidesind ionische (salzartige) Verbindungen, in denen überwiegend ionische Bindungen vorliegen

Oxide unedler Metalle reagieren mit Wasser zuBasenund bildenLaugen,

• Nichtmetalloxide(diese sind molekular, meist leicht flüchtig und reagieren mit Wasser zuSäuren)

Entsprechend ihrerstöchiometrischenZusammensetzung unterscheidet man Monoxide, Dioxide, Trioxide, Tetroxide, Pentoxide, so bei Kohlenmonoxid, Chlordioxid und Schwefeltrioxid. Der überwiegende Teil derErdkrusteund desErdmantelsbesteht aus Oxiden (vor allem aus Siliciumdioxid (Quarz) und hiervon abgeleiteten Salzen, den Silikaten, sowie Aluminiumoxid). AuchWassergehört zur Stoffgruppe der Oxide. Ethylenoxid ist ein Beispiel für einorganischesOxid.

Herstellung

Oxide werdenhergestelltdurch:

• Erhitzen von Hydroxiden und Oxidhydraten [Beispiele:Kupfer(II)-hydroxidwird zuKupfer(II)-oxidund Wasserdampf;Rostwird zu Eisenoxiden und Wasserdampf],
• Erhitzen von Salzen mit flüchtigenAnhydriden[Beispiele: Brennen von Kalk / Calciumcarbonat zu Calciumoxid und CO₂;Erhitzen von Kupfer(II)-nitrat zu Kupfer(II)-oxid und nitrosen Gasen]
• Reaktionvon Elementen mit Sauerstoff (Oxidation im engeren Sinne, früher auch als Oxygenierung bezeichnet).

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

${\ce {2 Cu(NO3)2 -> 2 CuO + 4 NO2 + O2}}$

${\ce {CuCO3 -> CuO + CO2}}$

${\ce {Cu(OH)2 -> CuO + H2O}}$

Ferner ließe sich das roteKupfer(I)-oxiddurch Sauerstoff in schwarzes Kupfer(II)-oxid umwandeln. Auch beim Rösten sulfidischer Kupfererze wird Kupfer(II)-oxid hergestellt, indem manKupfer(II)-sulfidan Luft oder im Sauerstoffstrom glüht (Nebenprodukt Schwefeldioxid).

Wie leicht ein Metall ein Oxid bildet, hängt von derElektronegativitätund 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 derPassivierungeines 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 – eingeteilt nach ihrer Reaktion mit Wasser – saure, basische,amphotereund indifferente Oxide

• Amphotere Oxide und Hydroxide haben die Eigenschaft, je nach Reaktionspartner sauer und basisch reagieren zu können (vgl. unterSäure-Base-Reaktion). Sie reagieren mit Säuren und mit Basen zu Salzen.
• Metalloxidesind salzartig (ionisch), Oxide unedler Metalle reagieren mit Wasser zuBasenundLaugen.
• Nichtmetalloxidesind molekular und reagieren mit Wasser zuSäuren,
• Indifferente Oxidereagieren nicht mit Wasser; dies sind beispielsweiseKohlenstoffmonoxid(CO),DistickstoffmonoxidN₂O undStickstoffmonoxidNO.

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

Hydroxide sind flockigeNiederschläge,die oft charakteristische Färbungen aufweisen (Kupfer(II)-hydroxid hellblau,Nickel(II)-hydroxidapfelgrün,Chrom(III)-hydroxidgraugrün,Mangan(II)-hydroxidrosa und an Luft infolge von Oxidation braun werdend,Cobalt(II)-hydroxidblau oder rosa,Eisen(III)-hydroxidrostbraun,Eisen(II)-hydroxidgraugrün).

Oxid-Ion und Hydroxid-Ion

Metallhydroxidniederschläge: Eisen(III)-, Kupfer(II)-, Kobalt(II)- und Zinn(II)-hydroxid

Das den Metalloxiden zugrunde liegende O²⁻-Ion entsteht bei derRedoxreaktiondesOxidationsmittelsSauerstoffmit einemMetall.Es ist nur in Schmelzen und in Kombination mit Kationen (in Form vonSalzen) existent, nicht jedoch als freiesIon,denn es ist eine extrem starkeBaseund wird somit in wässriger Lösung quantitativ zumHydroxid-Ion protoniert (Säure-Base-Reaktion). Metall-Hydroxide enthalten das OH⁻-Ion und werden meistens aus Salzlösungen und Laugen gewonnen. In wässrigen Lösungen können Metallionen perOlationpolymereKomplexebilden.

In Nichtmetalloxiden liegt in der Regel kein Oxid-Anion vor, daNichtmetalleuntereinander eine kovalente Bindung 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 allenElementenisolierbareOxide,mit Ausnahme derEdelgaseHelium,Neon,Argon,Kryptonund desHalogensFluor(Fluor nimmt hierbei eine Sonderstellung ein, weil zwar die Sauerstoffverbindungen OF₂,O₂F₂und O₄F₂darstellbar sind, dieseStoffeaber wegen der höherenElektronegativitätdes Fluors nicht als Fluoroxide, sondern alsSauerstofffluoridebezeichnet werden).

Sauerstoff bildet neben Oxiden auchOxo-Anionen:Hier haben sich mehrere Sauerstoffatome an ein Atom gebunden, welches zumeist die höchstmöglicheOxidationszahlaufweist (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 BleichmittelWasserstoffperoxid(s. o.). AnorganischePeroxidesind stark ätzend und oxidierend,organische Peroxidein der Regel explosiv.

Verwendung

Natürliche Metalloxide dienen alsErzezur Metallgewinnung. Ihnen wird durchVerhüttung– beispielsweise mittelsKohlenstoff(Hochofenprozess) – der Sauerstoff entzogen und so das reine Metall gewonnen.

Metalloxide wurden schon in der Steinzeit alsPigmentebenutzt und auch Erdpigmente genannt.

Eine weitere Anwendung in der neueren Zeit ist die Verwendung alsIsolatorin derInformationstechnik.

Einzelne Oxide und weitere Sauerstoff-Verbindungen

Eine angerostete Verriegelung eines Containers:Eisenoxidiert in Gegenwart von Wasser und Luft langsam zuRost

Bekannte Oxide

• Aluminiumoxid(ein weißer, leicht basischer Feststoff)
• Bleioxid (hier gibt es eingelbesund einschwarzbraunesOxid sowie ein Mischoxid,Mennigegenannt)
• Calciumoxid(Gebrannter Kalk,ätzend, stark basisch)
• Dihydrogen(mono)oxid, Diwasserstoffmonoxid (Wasser)
• Eisenoxide wieEisen(III)-oxidoderRost
• Kohlenstoffdioxid(bildet mit WasserKohlensäure)
• Kohlenstoffmonoxid(toxisch, farb- und geruchlos, brennbar)
• Kupferoxid (hier gibt es rotesKupfer(I)-oxidund schwarzesKupfer(II)-oxid)
• Magnesiumoxid(Magnesia, ein weißes, basisches Pulver)
• Phosphorpentoxid(bildet mit WasserPhosphorsäure)
• Schwefeldioxid(säuerlicher Geruch, mit saurer Reaktion in Wasser löslich)
• Schwefeltrioxid(bildet mit WasserSchwefelsäure)
• Siliciumdioxid(Quarz, bildet mit Wasser u. U. Kieselsäure)
• Stickoxide(zumeist braun gefärbt durch Stickstoffdioxid, kann u. U. weiterreagieren zu Salpetersäure)
• Zinkoxid(ein erdig-weißes, in Hitze hellgelbes Pulver)

Sauerstoffverbindungen mit Sauerstoff in anderenOxidationsstufensind:

• Hyperoxide(−½),
• Ozonide(−¹/₃)
• Peroxide(−1) und
• Salze mit dem Dioxygenyl-Kation O₂⁺(+½).

Umbenennung des Begriffs von Oxyd zu Oxid

Die Umbenennung des im Deutschen ursprünglich alsOxydgeschriebenen und[ɔˈksyːt]gesprochenen Begriffes zuOxid,gesprochen[ɔˈksiːt],erfolgte für die fachsprachliche Verwendung im Jahr 1959 auf Empfehlung derInternationalen Union für Reine und Angewandte Chemie.Hintergrund war einerseits eine angestrebte Vereinheitlichung der fachsprachlichen Systematik, Bezeichnungen von Salzen konsequent auf-idauslauten zu lassen, anderseits eine Übernahme der englischen und damit zunehmend international gebräuchlichen Begriffe in die Fachsprache.In der deutschen Alltagssprache stieß diese Umbenennung und die damit einhergehende veränderte Aussprache aufgrund der Omnipräsenz des Begriffs auf nur geringe Akzeptanz,auch im Duden wurde diese nicht historisch gewachsene, sondern von der Chemie diktierte Änderung der Schreibung nur zögerlich, zunächst in Form von Verweisen („Oxidsiehe Oxyd “), eingeführt.

Siehe auch

• Hydroxid
• Oxydul
• Verbrennung

Weblinks

Wiktionary: Oxide– Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen