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Oxide

aus Wikipedia, der freien Enzyklopädie
(Weitergeleitet von Oxid)
Datei:Kupfer(II)-oxid.jpg
Kupfer(II)-oxid
Datei:Red lead.jpg
Mennige, Blei(II,IV)-oxid
Datei:Quartz Brésil.jpg
Ein Quarzkristall – chemisch gesehen reines Siliciumdioxid
Datei:Several corundum crystals.jpg
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).
Datei:Diossido di azoto.jpg
Stickstoffdioxid ist ein braunes, giftiges Gas

Oxide (ältere Schreibung und auch allgemeinsprachlich Oxyde; von griech. ὀξύς, oxýs ‚scharf‘, ‚sauer‘, ‚heftig‘<ref name=":0">{{#if:|{{#iferror: {{#iferror:{{#invoke:Vorlage:FormatDate|Execute}}|}}| |}}}}{{#if:|{{{autor}}}: }}{{#if:|{{#if:Oxid – Schreibung, Definition, Bedeutung, Etymologie, Synonyme, Beispiele|[{{#invoke:Vorlage:Internetquelle|archivURL|1={{#invoke:URLutil|getNormalized|1={{{archiv-url}}}}}}} {{#invoke:Vorlage:Internetquelle|TitelFormat|titel=Oxid – Schreibung, Definition, Bedeutung, Etymologie, Synonyme, Beispiele}}]{{#if:| ({{{format}}})}}{{#if:| {{{titelerg}}}{{#invoke:Vorlage:Internetquelle|Endpunkt|titel={{{titelerg}}}}}}}}}|{{#if:https://www.dwds.de/wb/Oxid%7C{{#if:{{#invoke:TemplUtl%7Cfaculty%7C}}%7C{{#invoke:Vorlage:Internetquelle%7CTitelFormat%7Ctitel={{#invoke:WLink%7CgetEscapedTitle%7C1=Oxid – Schreibung, Definition, Bedeutung, Etymologie, Synonyme, Beispiele}}}}|[{{#invoke:URLutil|getNormalized|1=https://www.dwds.de/wb/Oxid}} {{#invoke:Vorlage:Internetquelle|TitelFormat|titel={{#invoke:WLink|getEscapedTitle|1=Oxid – Schreibung, Definition, Bedeutung, Etymologie, Synonyme, Beispiele}}}}]}}{{#if:| ({{{format}}}{{#if:Digitales Wörterbuch der deutschen Sprache (DWDS)2025-07{{#if: 2025-08-07 | {{#if:{{#invoke:TemplUtl|faculty|}}||1}}}} 

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

Bei den Oxiden kann man je nach Bindungspartner zwei Stoffgruppen von Oxiden unterscheiden:

Oxide unedler Metalle reagieren mit Wasser zu Basen und bilden Laugen,

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

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.<ref name="ABC Chemie" />

Etymologie

Der Terminus Oxid (ältere Schreibweise: Oxyd) geht auf das französische Wort oxyde zurück, das gegen Ende des 18. Jahrhunderts in die deutsche Fachsprache Eingang fand. Die französische Bezeichnung wurde im Rahmen einer von dem Chemiker Louis-Bernard Guyton de Morveau vorgeschlagenen systematischen Nomenklatur für anorganische Verbindungen 1787 eingeführt und lässt sich etymologisch auf das griechische Adjektiv oxýs (ὀξύς) zurückführen, welches mit „scharf“, „sauer“ oder „heftig“ übersetzt wird.<ref name=":0" /> Ursprünglich umfasste der Begriff Oxid nach Guyton de Morveau alle Metalloxide, Wasser und die Stoffklasse der Säuren.<ref>{{#invoke:Vorlage:Literatur|f}}</ref><ref>{{#invoke:Vorlage:Literatur|f}}</ref><ref>{{#invoke:Vorlage:Literatur|f}}</ref>

Herstellung

Oxide werden hergestellt durch:

  • Erhitzen von Hydroxiden und Oxidhydraten [Beispiele: Kupfer(II)-hydroxid wird zu Kupfer(II)-oxid und Wasserdampf; Rost wird zu Eisenoxiden und Wasserdampf],
  • Erhitzen von Salzen mit flüchtigen Anhydriden [Beispiele: Brennen von Kalk / Calciumcarbonat zu Calciumoxid und CO2; Erhitzen von Kupfer(II)-nitrat zu Kupfer(II)-oxid und nitrosen Gasen]
  • Reaktion von 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 Reaktionen synthetisiert werden:

<chem>2 Cu(NO3)2 -> 2 CuO + 4 NO2 + O2</chem>
<chem>CuCO3 -> CuO + CO2</chem>
<chem>Cu(OH)2 -> CuO + H2O</chem>

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 – eingeteilt nach ihrer Reaktion mit Wasser – saure, basische, amphotere und indifferente Oxide<ref name="roempp">Eintrag zu Oxide. In: Römpp Online. Georg Thieme VerlagVorlage:Abrufdatum{{#if: {{#invoke:Wikidata|pageId}}||{{#ifeq: 0 | 0 | }} }}</ref>

  • 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.<ref name="Chemiekompakt">Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Bruce E. Bursten: Chemie: Studieren kompakt. Pearson Studium, 2011, 10. Auflage, ISBN 3-86894-122-3, S. 273.</ref>
  • 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.<ref name="roempp" />

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

Datei:Metallhydroxide2.JPG
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 wässrigen Lösungen können Metallionen per Olation polymere Komplexe bilden.

In Nichtmetalloxiden liegt in der Regel kein Oxid-Anion vor, da Nichtmetalle untereinander 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 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.<ref name="Autorenkollektiv">Gerhard Jokisch, Bruno Schütze, Werner Städtler in: Autorenkollektiv: Das Grundwissen des Ingenieurs, VEB Fachbuchverlag, Leipzig 1968, S. 991–1163, S. 1002.</ref>

Metalloxide wurden schon in der Steinzeit als Pigmente benutzt und auch Erdpigmente genannt.<ref name="ABC Chemie2">Brockhaus ABC Chemie. VEB F. A. Brockhaus Verlag, Leipzig 1965, S. 1078.</ref>

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

Erforschung von Oxiden

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Einzelne Oxide und weitere Sauerstoff-Verbindungen

Datei:Containerverriegelung.JPG
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:

Umbenennung des Begriffs von Oxyd zu Oxid

Die Umbenennung des im Deutschen ursprünglich als Oxyd geschriebenen und <templatestyles src="IPA/styles.css" />{{#if:De-Oxyd.ogg|[}}ɔˈksyːt{{#if:De-Oxyd.ogg 

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    | ] <phonos file="De-Oxid.ogg"></phonos>
  }}{{#invoke:TemplatePar|check

|all= 1= |opt= 2= Tondatei= |template=Vorlage:IPA |errNS= 0 |cat=Wikipedia:Vorlagenfehler/Vorlage:IPA |format=@@@ }}, erfolgte für die fachsprachliche Verwendung im Jahr 1959 auf Empfehlung der Internationalen Union für Reine und Angewandte Chemie. Hintergrund war einerseits eine angestrebte Vereinheitlichung der fachsprachlichen Systematik, Bezeichnungen von Salzen konsequent auf -id auslauten zu lassen, anderseits eine Übernahme der englischen und damit zunehmend international gebräuchlichen Begriffe in die Fachsprache<ref>{{#if:|{{#iferror: {{#iferror:{{#invoke:Vorlage:FormatDate|Execute}}|}}| |}}}}{{#if:|{{{autor}}}: }}{{#if:|{{#if:Fachsprachen / Languages for Special Purposes|[{{#invoke:Vorlage:Internetquelle|archivURL|1={{#invoke:URLutil|getNormalized|1={{{archiv-url}}}}}}} {{#invoke:Vorlage:Internetquelle|TitelFormat|titel=Fachsprachen / Languages for Special Purposes}}]{{#if:| ({{{format}}})}}{{#if:1. Halbband (2008), Deutschland: De Gruyter.| 1. Halbband (2008), Deutschland: De Gruyter.{{#invoke:Vorlage:Internetquelle|Endpunkt|titel=1. Halbband (2008), Deutschland: De Gruyter.}}}}}}|{{#if:https://www.degruyter.com/serial/hskfs-b/html%7C{{#if:{{#invoke:TemplUtl%7Cfaculty%7C}}%7C{{#invoke:Vorlage:Internetquelle%7CTitelFormat%7Ctitel={{#invoke:WLink%7CgetEscapedTitle%7C1=Fachsprachen / Languages for Special Purposes}}}}|[{{#invoke:URLutil|getNormalized|1=https://www.degruyter.com/serial/hskfs-b/html}} {{#invoke:Vorlage:Internetquelle|TitelFormat|titel={{#invoke:WLink|getEscapedTitle|1=Fachsprachen / Languages for Special Purposes}}}}]}}{{#if:| ({{{format}}}{{#if:1. Halbband (2008), Deutschland: De Gruyter.Lothar Hoffmann, Hartwig Kalverkämper, Herbert Ernst Wiegand20081239{{#if: 2022-10-06 | {{#if:{{#invoke:TemplUtl|faculty|}}||1}}}} 

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Siehe auch

Einzelnachweise

<references />

Weblinks

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