Oxide

Grundidee und Einteilung

Oxide sind Sauerstoff-Verbindungen eines Elements, in denen Sauerstoff die Oxidationszahl −2 hat. Sie entstehen typischerweise, wenn Elemente oder Verbindungen mit elementarem Sauerstoff reagieren. Elementarer Sauerstoff hat die Oxidationszahl 0; bei der Oxidation nimmt Sauerstoff Elektronen auf, seine Oxidationszahl sinkt auf −2, und die Oxidationszahl des oxidierten Elements steigt entsprechend.

Fast alle Verbindungen von Elementen mit Sauerstoff heißen Oxide. Eine wichtige Ausnahme sind Verbindungen von Sauerstoff mit Fluor: Weil Fluor elektronegativer ist als Sauerstoff, hat Sauerstoff dort eine positive Oxidationszahl. Diese Stoffe heißen daher Sauerstofffluoride, nicht Fluoroxide.

Nach dem Bindungspartner unterscheidet man vor allem Metalloxide und Nichtmetalloxide. Metalloxide sind meist ionische, salzartige Verbindungen. Oxide unedler Metalle reagieren mit Wasser zu Basen und bilden Laugen. Nichtmetalloxide sind meist molekulare, oft leicht flüchtige Stoffe und reagieren mit Wasser häufig zu Säuren.

Nach der stöchiometrischen Zusammensetzung, also dem Zahlenverhältnis der Atome in der Verbindung, unterscheidet man zum Beispiel Monoxide, Dioxide, Trioxide, Tetroxide und Pentoxide. Beispiele sind Kohlenmonoxid, Chlordioxid und Schwefeltrioxid. Auch Wasser gehört zur Stoffgruppe der Oxide; Ethylenoxid ist ein Beispiel für ein organisches Oxid. Der überwiegende Teil der Erdkruste und des Erdmantels besteht aus Oxiden, besonders aus Siliciumdioxid (Quarz), daraus abgeleiteten Silikaten und Aluminiumoxid.

Herstellung und Oxidbildung

Oxide können auf mehreren Wegen hergestellt werden. Ein wichtiger Weg ist das Erhitzen von Hydroxiden und Oxidhydraten. Dabei entstehen Oxide und Wasser beziehungsweise Wasserdampf. Beispiele sind Kupfer(II)-hydroxid, das zu Kupfer(II)-oxid und Wasserdampf wird, sowie Rost, der zu Eisenoxiden und Wasserdampf umgesetzt werden kann.

Ein zweiter Weg ist das Erhitzen von Salzen mit flüchtigen Anhydriden. Beispiele sind das Brennen von Kalk, bei dem Calciumcarbonat zu Calciumoxid und CO2 umgesetzt wird, sowie das Erhitzen von Kupfer(II)-nitrat zu Kupfer(II)-oxid und nitrosen Gasen.

Ein dritter Weg ist die Reaktion von Elementen mit Sauerstoff, also Oxidation im engeren Sinne. Früher wurde dies auch Oxygenierung genannt. Für schwarzes Kupfer(II)-oxid werden im Artikel diese Reaktionsgleichungen genannt: 2 Cu(NO3)2 -> 2 CuO + 4 NO2 + O2; CuCO3 -> CuO + CO2; Cu(OH)2 -> CuO + H2O. Rotes Kupfer(I)-oxid kann außerdem durch Sauerstoff in schwarzes Kupfer(II)-oxid umgewandelt werden. Beim Rösten sulfidischer Kupfererze entsteht Kupfer(II)-oxid, wenn Kupfer(II)-sulfid an Luft oder im Sauerstoffstrom geglüht wird; als Nebenprodukt entsteht Schwefeldioxid.

Wie leicht ein Metall ein Oxid bildet, hängt von seiner Elektronegativität und Sauerstoffaffinität ab. Allgemein reagieren unedlere Metalle leichter und oft heftiger mit Sauerstoff. Außerdem spielt Passivierung eine Rolle: Bei vielen Elementen bildet sich eine dicht haftende Oxidschicht, die weitere Reaktionen verhindert. Nur wenn diese Schicht sauerstoffdurchlässig ist oder entfernt wird, kann das Metall weiterreagieren.

Eigenschaften und Reaktionen

Oxide werden nach ihrer Reaktion mit Wasser in saure, basische, amphotere und indifferente Oxide eingeteilt. Saure Oxide reagieren mit Wasser zu Säuren; dies ist besonders typisch für viele Nichtmetalloxide. Basische Oxide reagieren mit Wasser zu Basen beziehungsweise Laugen; dies ist typisch für Oxide unedler Metalle.

Amphotere Oxide und Hydroxide können je nach Reaktionspartner sauer oder basisch reagieren. Sie reagieren sowohl mit Säuren als auch mit Basen zu Salzen. Indifferente Oxide reagieren nicht mit Wasser. Beispiele dafür sind Kohlenstoffmonoxid (CO), Distickstoffmonoxid (N2O) und Stickstoffmonoxid (NO).

Oxide edlerer Metalle reagieren oft nicht direkt mit Wasser. Deshalb werden sie manchmal über einen Umweg in Hydroxide überführt: Kupfer(II)-oxid kann zum Beispiel in konzentrierter Salzsäure zu Kupfer(II)-chlorid gelöst werden. Dieses bildet mit Natronlauge Kupfer(II)-hydroxid, das durch Erhitzen wieder in Kupfer(II)-oxid umgewandelt werden kann.

Hydroxide sind oft flockige Niederschläge mit charakteristischen Farben. Genannt werden Kupfer(II)-hydroxid als hellblau, Nickel(II)-hydroxid als apfelgrün, Chrom(III)-hydroxid als graugrün, Mangan(II)-hydroxid als rosa und an Luft durch Oxidation braun werdend, Cobalt(II)-hydroxid als blau oder rosa, Eisen(III)-hydroxid als rostbraun und Eisen(II)-hydroxid als graugrün.

Ionen und Bindungen

In Metalloxiden liegt das Oxid-Ion O2− zugrunde. Es entsteht bei einer Redoxreaktion, bei der Sauerstoff als Oxidationsmittel mit einem Metall reagiert. Dieses O2−-Ion kommt nicht als freies Ion vor, sondern nur in Schmelzen und zusammen mit Kationen, also positiv geladenen Ionen, in salzartigen Verbindungen. Der Grund ist seine sehr starke Basizität: In wässriger Lösung wird es quantitativ zum Hydroxid-Ion OH− protoniert.

Metallhydroxide enthalten das OH−-Ion und werden meist aus Salzlösungen und Laugen gewonnen. In wässrigen Lösungen können Metallionen durch Olation polymere Komplexe bilden, also größere Teilchen aus miteinander verknüpften Einheiten.

In Nichtmetalloxiden liegt in der Regel kein Oxid-Anion vor, weil Nichtmetalle untereinander kovalente Bindungen bilden. Eine kovalente Bindung ist eine Bindung, bei der Atome Elektronenpaare gemeinsam nutzen. Das Peroxidion ähnelt dem Oxidion, hat aber für Sauerstoff die Oxidationszahl −I statt −II, weil zwei Sauerstoffatome miteinander verbunden sind.

Sauerstoff ist ein starkes Oxidationsmittel und bildet mit fast allen Elementen isolierbare Oxide. Ausnahmen sind die Edelgase Helium, Neon, Argon, Krypton sowie Fluor. Fluor bildet zwar Verbindungen wie OF2, O2F2 und O4F2, diese heißen wegen der höheren Elektronegativität des Fluors jedoch Sauerstofffluoride. Sauerstoff bildet außerdem Oxo-Anionen, bei denen mehrere Sauerstoffatome an ein anderes Atom gebunden sind, häufig in dessen höchster Oxidationszahl. Beispiele sind Phosphat, Sulfat, Chromat, Permanganat, Nitrat und Carbonat. Daneben gibt es Sauerstoff-Sauerstoff-Verbindungen wie Wasserstoffperoxid. Anorganische Peroxide sind stark ätzend und oxidierend, organische Peroxide sind in der Regel explosiv.

Verwendung und Beispiele

Natürliche Metalloxide dienen als Erze zur Metallgewinnung. Bei der Verhüttung wird ihnen der Sauerstoff entzogen, zum Beispiel mit Kohlenstoff im Hochofenprozess, sodass das reine Metall entsteht. Metalloxide wurden bereits in der Steinzeit als Pigmente verwendet und heißen auch Erdpigmente. In neuerer Zeit werden Oxide außerdem als Isolatoren in der Informationstechnik eingesetzt.

Bekannte Oxide sind Aluminiumoxid, ein weißer, leicht basischer Feststoff; Calciumoxid, auch gebrannter Kalk, ätzend und stark basisch; Eisenoxide wie Eisen(III)-oxid oder Rost; Kohlenstoffdioxid, das mit Wasser Kohlensäure bildet; und Kohlenstoffmonoxid, das toxisch, farb- und geruchlos sowie brennbar ist. Kupferoxide kommen als rotes Kupfer(I)-oxid und schwarzes Kupfer(II)-oxid vor. Siliciumdioxid ist als Quarz bekannt und kann unter Umständen mit Wasser Kieselsäure bilden.

Weitere Beispiele sind Magnesiumoxid, auch Magnesia, ein weißes basisches Pulver; Phosphorpentoxid, das mit Wasser Phosphorsäure bildet; Schwefeldioxid mit säuerlichem Geruch und saurer Reaktion in Wasser; Schwefeltrioxid, das mit Wasser Schwefelsäure bildet; Stickoxide, die meist durch Stickstoffdioxid braun gefärbt sind und unter Umständen zu Salpetersäure weiterreagieren können; sowie Zinkoxid, ein erdig-weißes Pulver, das in der Hitze hellgelb ist.

Sauerstoffverbindungen mit Sauerstoff in anderen Oxidationsstufen als −2 gehören nicht zu den gewöhnlichen Oxiden. Genannt werden Hyperoxide mit −1/2, Ozonide mit −1/3, Peroxide mit −1 und Salze mit dem Dioxygenyl-Kation O2+ mit +1/2.