Zum Inhalt springen

Oxide

aus Wikipedia, der freien Enzyklopädie
Dies ist eine alte Version dieser Seite, zuletzt bearbeitet am 30. Juni 2015 um 17:19 Uhr durch 93.215.6.175 (Diskussion) (→Einzelnachweise). Sie kann sich erheblich von der aktuellen Version unterscheiden.
Kupfer(II)-oxid
Mennige, Blei(II,IV)-oxid
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

Oxide (von griech. ὀξύς, oxýs = scharf, spitz, sauer) sind Sauerstoff-Verbindungen, in denen 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:

Entsprechend ihrer stöchiometrischen Zusammensetzung unterscheidet man Monoxide, Dioxide, Trioxide, Tetroxide, Pentoxide, so bei 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]

p

Eigenschaften der Oxide

Es gibt – eingeteilt nach ihrer Reaktion mit Wasser – saure, basische, amphotere und indifferente Oxide[2]

  • Amphotere Oxide und Hydroxide haben die Eigenschaft, je nach Reaktionspartner sauer und basisch reagieren zu können (vgl. unter Säure-Base-Reaktion). Sie reagieren mit Säuren und mit Basen zu Salzen.
  • Metalloxide sind salzartig (ionisch), Oxide unedler Metalle reagieren mit Wasser zu Basen und Laugen.[3]
  • Nichtmetalloxide sind molekular und reagieren mit Wasser zu Säuren,
  • Indifferente Oxide reagieren nicht mit Wasser; dies sind beispielsweise Kohlenstoffmonoxid (CO), Distickstoffmonoxid N2O und Stickstoffmonoxid NO[2].

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 infolge von Oxidation braun werdend, Cobalt(II)-hydroxid blau oder rosa, Eisen(III)-hydroxid rostbraun, Eisen(II)-hydroxid graugrün).

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 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 – beispielsweise mittels Kohlenstoff (Hochofenprozess) – der Sauerstoff entzogen und so das reine Metall gewonnen.[4]

Metalloxide wurden schon in der Steinzeit als Pigmente benutzt und auch Erdpigmente genannt.[5]

Eine weitere Anwendung in der neueren Zeit ist die Verwendung als Isolator 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

Sauerstoffverbindungen mit Sauerstoff in anderen Oxidationsstufen sind:

Siehe auch

Wiktionary: Oxid – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen
  1. ↑ a b Brockhaus ABC Chemie. VEB F. A. Brockhaus Verlag, Leipzig 1965, S. 1004.
  2. ↑ a b Eintrag zu Oxide. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag
  3. ↑ Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Bruce E. Bursten: Chemie: Studieren kompakt. Pearson Studium, 2011, 10. Auflage, ISBN 3868941223, S. 273.
  4. ↑ Gerhard Jokisch, Bruno Schütze, Werner Städtler in: Autorenkollektiv: Das Grundwissen des Ingenieurs, VEB Fachbuchverlag, Leipzig 1968, S. 991–1163, S. 1002.
  5. ↑ Brockhaus ABC Chemie. VEB F. A. Brockhaus Verlag, Leipzig 1965, S. 1078.
Abgerufen von „https://de.wikipedia.org/w/index.php?title=Oxide&oldid=143614117“