Die Elementarzelle von Rutil , einem wichtigen Titanoxid. Ti(IV)-Zentren sind grau, Sauerstoffzentren rot dargestellt. Sauerstoff bildet drei Bindungen mit Titan, und Titan bildet sechs Bindungen mit Sauerstoff.

Ein Oxid ( / ˈ ɒ k s aɪ d / ) ist eine chemische Verbindung, die mindestens ein Sauerstoffatom und ein weiteres Element in ihrer chemischen Formel enthält [ 1 ] . „Oxid“ selbst ist das Dianion (Anion mit einer Nettoladung von −2) des Sauerstoffs, ein O 2− -Ion mit Sauerstoff in der Oxidationsstufe −2. Der größte Teil der Erdkruste besteht aus Oxiden. Selbst Materialien, die als reine Elemente gelten, bilden häufig eine Oxidschicht. So bildet sich beispielsweise auf Aluminiumfolie eine dünne Schicht aus Al 2 O 3 (die sogenannte Passivierungsschicht ), die die Folie vor weiterer Oxidation schützt . [ 2 ]

Stöchiometrie

Oxide weisen eine außerordentliche Vielfalt hinsichtlich ihrer Stöchiometrie (dem messbaren Verhältnis zwischen Reaktanten und chemischen Reaktionsgleichungen) und ihrer Strukturen auf. Die meisten Elemente bilden Oxide mit mehr als einer Stöchiometrie. Ein bekanntes Beispiel sind Kohlenmonoxid und Kohlendioxid . [ 2 ] Dies gilt für binäre Oxide, also Verbindungen, die nur ein Oxid und ein weiteres Element enthalten. Weitaus häufiger als binäre Oxide sind Oxide mit komplexeren Stöchiometrien. Diese Komplexität kann durch die Einführung anderer Kationen (positiv geladene Ionen, die bei der Elektrolyse von der Kathode angezogen werden) oder anderer Anionen (negativ geladene Ionen) entstehen. Eisensilikat , Fe₂SiO₄ , das Mineral Fayalit , ist eines von vielen Beispielen für ein ternäres Oxid. Bei vielen Metalloxiden sind auch Polymorphie und Nichtstöchiometrie möglich. [ 3 ] Die wirtschaftlich wichtigen Titandioxide existieren beispielsweise in drei verschiedenen Strukturen. Viele Metalloxide liegen in verschiedenen nichtstöchiometrischen Zuständen vor. Auch existieren viele molekulare Oxide mit unterschiedlichen Liganden. [ 4 ]

Der Einfachheit halber konzentriert sich der Großteil dieses Artikels auf binäre Oxide.

Bildung

Oxide kommen mit allen Elementen außer einigen Edelgasen vor. Entsprechend vielfältig sind auch die Wege zur Bildung dieser unterschiedlichen Verbindungsklasse.

Metalloxide

Viele Metalloxide entstehen durch die Zersetzung anderer Metallverbindungen, z. B. Carbonate , Hydroxide und Nitrate . Bei der Herstellung von Calciumoxid zersetzt sich Calciumcarbonat ( Kalkstein ) beim Erhitzen unter Freisetzung von Kohlendioxid: [ 2 ]

CaCO₃ → CaO + CO₂

Die Reaktion von Elementen mit Sauerstoff in der Luft ist ein entscheidender Schritt bei der Korrosion , insbesondere im Hinblick auf die kommerzielle Nutzung von Eisen. Fast alle Elemente bilden beim Erhitzen in einer sauerstoffreichen Atmosphäre Oxide. Beispielsweise verbrennt Zinkpulver an der Luft zu Zinkoxid : [ 5 ]

2 Zn + O₂ → 2 ZnO

Die Gewinnung von Metallen aus Erzen beinhaltet oft die Herstellung von Oxiden durch Rösten (Erhitzen) von Metallsulfidmineralien an der Luft. Auf diese Weise wird MoS₂ ( Molybdänit ) in Molybdäntrioxid umgewandelt , die Vorstufe praktisch aller Molybdänverbindungen: [ 6 ]

2 MoS₂ + 7 O₂ → 2 MoO₃ + 4 SO₂

Edelmetalle (wie Gold und Platin ) sind begehrt, weil sie einer direkten chemischen Verbindung mit Sauerstoff widerstehen. [ 2 ]

Nichtmetalloxide

Wichtige und weit verbreitete Nichtmetalloxide sind Kohlendioxid und Kohlenmonoxid . Diese Verbindungen entstehen bei der vollständigen oder teilweisen Oxidation von Kohlenstoff oder Kohlenwasserstoffen. Bei Sauerstoffmangel wird Kohlenmonoxid gebildet: [ 2 ]

2 CH 4 + 3 O 2 → 2 CO + 4 H 2 O
2 C + O₂ → 2 CO

Bei Sauerstoffüberschuss entsteht Dioxid als Produkt, die Reaktion verläuft über das Zwischenprodukt Kohlenmonoxid:

CH 4 + 2 O 2 → CO 2 + 2 H 2 O
C + O₂ → CO₂

Elementarer Stickstoff ( N₂ ) lässt sich nur schwer in Oxide umwandeln, aber bei der Verbrennung von Ammoniak entsteht Stickstoffmonoxid , das weiter mit Sauerstoff reagiert:

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O
2 NO + O 2 → 2 NO 2

Diese Reaktionen werden bei der Herstellung von Salpetersäure , einer Basischemikalie, angewendet. [ 7 ]

Die industriell am häufigsten hergestellte Chemikalie ist Schwefelsäure . Sie wird durch die Oxidation von Schwefel zu Schwefeldioxid gewonnen, welches anschließend zu Schwefeltrioxid oxidiert wird : [ 8 ]

S + O₂ → SO₂
2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃

Schließlich wird das Trioxid durch eine Hydratisierungsreaktion in Schwefelsäure umgewandelt :

SO₃ + H₂O → H₂SO₄​​​

Struktur

Oxide weisen eine Vielzahl von Strukturen auf, von einzelnen Molekülen bis hin zu polymeren und kristallinen Strukturen. Unter Standardbedingungen können Oxide sowohl im festen als auch im gasförmigen Zustand vorliegen. Feste Metalloxide besitzen unter Umgebungsbedingungen üblicherweise polymere Strukturen. [ 9 ]

Molekulare Oxide

  • Einige wichtige gasförmige Oxide
  • Kohlendioxid ist das Hauptprodukt der Verbrennung fossiler Brennstoffe.
    Kohlendioxid ist das Hauptprodukt der Verbrennung fossiler Brennstoffe.
  • Kohlenmonoxid ist ein Produkt der unvollständigen Verbrennung kohlenstoffbasierter Brennstoffe und ein Vorläufer vieler nützlicher Chemikalien.
    Kohlenmonoxid ist ein Produkt der unvollständigen Verbrennung kohlenstoffbasierter Brennstoffe und ein Vorläufer vieler nützlicher Chemikalien.
  • Stickstoffdioxid ist ein problematischer Schadstoff aus Verbrennungsmotoren.
    Stickstoffdioxid ist ein problematischer Schadstoff aus Verbrennungsmotoren.
  • Schwefeldioxid, das wichtigste Oxid des Schwefels, wird von Vulkanen freigesetzt.
    Schwefeldioxid , das wichtigste Oxid des Schwefels , wird von Vulkanen freigesetzt.
  • Distickstoffmonoxid („Lachgas“) ist ein starkes Treibhausgas, das von Bodenbakterien produziert wird.
    Distickstoffmonoxid („Lachgas“) ist ein starkes Treibhausgas, das von Bodenbakterien produziert wird.

Obwohl die meisten Metalloxide kristalline Feststoffe sind, liegen viele Nichtmetalloxide als Moleküle vor. Beispiele für molekulare Oxide sind Kohlendioxid und Kohlenmonoxid . Alle einfachen Stickoxide sind Moleküle, z. B. NO, N₂O, NO₂ und N₂O₄ . Phosphorpentoxid ist ein komplexeres Moleküloxid mit einem irreführenden Namen; die korrekte Formel lautet P₄O₁₀ . Tetroxide sind selten; zu den häufigeren Beispielen zählen Rutheniumtetroxid , Osmiumtetroxid und Xenontetroxid . [ 2 ]

Reaktionen

Reduktion

Die Reduktion von Metalloxiden zu Metallen wird in großem Maßstab bei der Herstellung einiger Metalle angewendet. Viele Metalloxide wandeln sich durch einfaches Erhitzen in Metalle um ( thermische Zersetzung ). Silberoxid beispielsweise zersetzt sich bei 200 °C: [ 10 ]

2 Ag₂O → 4 Ag + O₂

Metalloxide werden jedoch meist durch ein chemisches Reagenz reduziert. Ein gängiges und kostengünstiges Reduktionsmittel ist Kohlenstoff in Form von Koks . Das bekannteste Beispiel ist die Eisenerzverhüttung . Dabei sind viele Reaktionen beteiligt, die vereinfachte Gleichung lautet jedoch üblicherweise: [ 2 ]

2 Fe 2 O 3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO 2

Einige Metalloxide lösen sich in Gegenwart von Reduktionsmitteln, zu denen auch organische Verbindungen gehören können. Die reduktive Auflösung von Eisenoxiden ist integraler Bestandteil geochemischer Phänomene wie dem Eisenkreislauf . [ 11 ]

Hydrolyse und Auflösung

Da die M–O-Bindungen typischerweise stark sind, sind Metalloxide in der Regel in Lösungsmitteln unlöslich, obwohl sie von wässrigen Säuren und Basen angegriffen werden können. [ 2 ]

Die Auflösung von Oxiden führt häufig zur Bildung von Oxoanionen. Die Zugabe einer wässrigen Base zu P₄O₁₀ führt zu verschiedenen Phosphaten . Die Zugabe einer wässrigen Base zu MoO₃ führt zu Polyoxometallaten . Ebenso entstehen Metallperoxidverbindungen , z. B. [ K₄Ti (O₂ ) ₄ ] , durch Reaktion der Metalloxide mit einer alkalischen Wasserstoffperoxidlösung . [ 12 ]

Oxykationen sind relativ selten; ein Beispiel ist Nitrosonium ( NO⁺ ). Einige Oxykationen, z. B. Vanadyl , werden gelegentlich mit einer Kurzformel wie VO²⁺ dargestellt . VO²⁺ ist in Wirklichkeit ein Aquokomplex [VO(H₂O ) ₅ ] ²⁺ . Ähnlich verhält es sich mit Uranyl ( UO₂ ) .Ab 2 Jahren2) bezieht sich auf hydratisierte Kationen. Verwandt mit den Oxykationen sind die Oxyhalogenide , z. B. Vanadiumoxytrichlorid ( VOCl₃ ) . [ 2 ]

Nomenklatur und Formeln

Die chemischen Formeln der Oxide der chemischen Elemente in ihrer höchsten Oxidationsstufe sind vorhersagbar und leiten sich von der Anzahl der Valenzelektronen des jeweiligen Elements ab. Selbst die chemische Formel von O₄ ( Tetraoxygen ) ist als Element der Gruppe 16 vorhersagbar . Eine Ausnahme bildet Kupfer , dessen Oxid in der höchsten Oxidationsstufe Kupfer(II)-oxid und nicht Kupfer (I)-oxid ist . Eine weitere Ausnahme ist Fluorid , das nicht wie erwartet als F₂O₇, sondern als OF₂ existiert . [ 13 ]

Siehe auch

Referenzen

  1. ^ Hein, Morris; Arena, Susan (2006). Grundlagen der Hochschulchemie (12. Aufl.). Wiley. ISBN 978-0-471-74153-4Die
  2. ^ a b c d e f g h i Greenwood, N. N.; & Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2. Aufl.), Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4Die
  3. ^ CNR Rao, B. Raveau (1995). Übergangsmetalloxide . New York: VCH. ISBN 1-56081-647-3Die
  4. ^ Roesky, Herbert W.; Haiduc, Ionel; Hosmane, Narayan S. (2003). „Organometalloxide von Hauptgruppen- und Übergangselementen zur Zerlegung anorganischer Feststoffe in kleine Molekülfragmente“. Chem. Rev. 103 ( 7): 2579–2596 . doi : 10.1021/cr020376q . PMID 12848580 . 
  5. ^ Graf, Günter G. (2000). „Zink“. Ullmanns Enzyklopädie der Technischen Chemie . doi : 10.1002/14356007.a28_509 . ISBN 3-527-30673-0Die
  6. ^ Roger F. Sebenik et al. (2005). „Molybdän und Molybdänverbindungen“. Ullmanns Enzyklopädie der Technischen Chemie . Weinheim: Wiley-VCH. doi : 10.1002/14356007.a16_655 . ISBN 978-3527306732Die
  7. ^ Thiemann, Michael; Scheibler, Erich; Wiegand, Karl Wilhelm (2000). „Salpetersäure, salpetrige Säure und Stickoxide“. Ullmanns Enzyklopädie der industriellen Chemie . Weinheim: Wiley-VCH. doi : 10.1002/14356007.a17_293 . ISBN 978-3527306732Die
  8. ^ Müller, Hermann (2000). „Schwefelsäure und Schwefeltrioxid“. Ullmanns Enzyklopädie der Technischen Chemie . Weinheim: Wiley-VCH. doi : 10.1002/14356007.a25_635 . ISBN 3527306730Die
  9. ^ PA Cox (2010). Übergangsmetalloxide. Eine Einführung in ihre elektronische Struktur und Eigenschaften . Oxford University Press. ISBN 978-0-19-958894-7Die
  10. ^ "Silberoxid" .
  11. ^ Cornell, RM; Schwertmann, U. (2003). Die Eisenoxide: Struktur, Eigenschaften, Reaktionen, Vorkommen und Anwendungen, Zweite Auflage . S. 323. doi : 10.1002/3527602097 . ISBN 978-3-527-30274-1Die
  12. Bach , Karlie; Garrido Ribó, Eduard; Hirschi, Jacob S.; Mao, Zhiwei; Nord, Makenzie T.; Zakharov, Lev N.; Goulas, Konstantinos A.; Zuehlsdorff, Tim J.; Nyman, May (2025). „Tetraperoxotitanate zur hocheffizienten direkten CO₂-Abscheidung aus der Luft“. Chemistry of Materials . 37 : 48–61 . doi : 10.1021/acs.chemmater.4c01795 .
  13. ^ Schultz, Emeric (2005). „Das Potenzial des Periodensystems durch Mustererkennung voll ausschöpfen“. J. Chem. Educ . 82 (11): 1649. Bibcode : 2005JChEd..82.1649S . doi : 10.1021/ed082p1649 .