Oksider

Kobberoksid
Rød bly , bly (II, IV) oksid
En kvartskrystall - kjemisk rent silisiumdioksid
Korundkrystaller er en naturlig forekommende, fargeløs modifikasjon av aluminiumoksid . Kjente fargevarianter er den blå safiren (farget av Fe / Ti) og den røde rubinen (farget av Cr).
Nitrogendioksid er en brun, giftig gass

Oksider (også generelt oksider ; fra gresk ὀξύς, oxýs, skarpe, spisse, sure) er oksygenforbindelser av et element der elementet har oksidasjonsnummeret −II. De fleste oksider dannes når brennbare stoffer reagerer med oksygen (opprinnelsen til ordet oksidasjon ): Når de oksiderer, frigjør de elektroner til oksidasjonsmiddelet oksygen, slik at oksider dannes.

I utgangspunktet kalles hver forbindelse av et element med oksygen et oksid. Oksygen- fluorforbindelser er et unntak . Ettersom oksygen i disse har en positiv oksidasjonstall, og den fluor har en negativ oksidasjonstall, er disse forbindelsene ikke kalt fluor oksyder , men oksygen fluorider .

Avhengig av bindingspartneren er det to grupper oksider i kjemi :

I følge deres støkiometriske sammensetning skilles det mellom monoksider, dioksider, trioksider, tetroksider, pentoksider, slik som karbonmonoksid, klordioksid og svoveltrioksid. Den overveiende delen av jordskorpen og jordmantelen består av oksider (hovedsakelig silisiumdioksid ( kvarts ) og salter avledet fra det, silikater og aluminiumoksid). Også vann tilhører gruppen oksider. Etylenoksyd er et eksempel på et organisk oksid.

Produksjon

Oksider er laget av:

  • Oppvarming av hydroksider og oksydhydrater (eksempel: kobber (II) hydroksid blir til kobber (II) oksid og vanndamp, rust blir til jernoksider og vanndamp),
  • Oppvarming av salter med flyktige anhydrider (eksempel: brennende kalk / kalsiumkarbonat til kalsiumoksid, oppvarming av kobber (II) nitrat til kobber (II) oksid og lystgasser)
  • Reaksjon av elementer med oksygen (oksidasjon i smalere forstand, tidligere også kjent som oksygenering).

Det svarte kobber (II) oksydet avbildet ovenfor kan derfor brukes til. B. syntetiseres av følgende reaksjoner :

Videre kan det røde kobber (I) oksyd omdannes til svart kobber (II) oksid ved hjelp av oksygen. Kobber (II) oksyd produseres også når du steker sulfidisk kobbermalm ved å annealing kobber (II) sulfid i luft eller i en oksygenstrøm (biprodukt svoveldioksid).

Hvor lett et metall danner et oksid, avhenger av elementets elektronegativitet og oksygenaffinitet. Generelt, jo mindre edelt metall, jo mer voldsomt kan det reagere med oksygen og danne oksider. I tillegg avhenger reaktiviteten også av passivering av et element, siden et tett vedheftende oksydlag med mange elementer forhindrer ytterligere reaksjon. Metallet kan bare reagere videre hvis dette er oksygengjennomtrengelig eller har blitt fjernet.

Egenskapene til oksidene

Det er - klassifisert i henhold til deres reaksjon med vann - sure, basiske, amfotere og likegyldige oksider

  • Amfotere oksider og hydroksider har den egenskapen at de kan reagere sure og basiske avhengig av reaktanten (se under syre-base reaksjon ). De reagerer med syrer og med baser for å danne salter.
  • Metalloksider er saltlignende (ioniske), oksider av uedle metaller reagerer med vann for å danne baser og lut .
  • Ikke-metalloksider er molekylære og reagerer med vann for å danne syrer ,
  • Likegyldige oksider reagerer ikke med vann; disse er for eksempel karbonmonoksid (CO), nitrogenoksid N 2 O og nitrogenmonoksyd NO.

Oksider av edle metaller omdannes derfor ofte til hydroksider via en omvei som salter med det formål å reagere med vann : Kobber (II) oksid kan f.eks. B. i kons. Saltsyre kan oppløses for å danne kobber (II) klorid . Dette danner kobber (II) hydroksyd med natriumhydroksydoppløsning, som som nevnt ovenfor kan omdannes til kobber (II) oksid ved oppvarming.

Hydroksider er flassende utfellinger som ofte har karakteristiske farger (kobber (II) hydroksid lyseblå, nikkel (II) hydroksid eplegrønn, krom (III) hydroksid grågrønn, mangan (II) hydroksidrosa og blir brun i luft som et resultat av oksidasjon, kobolt (II) hydroksid blå eller rosa, jern (III) hydroksid rustbrun, jern (II) hydroksid grågrønn).

Oksidion og hydroksidion

Metallhydroksydavsetninger: jern (III), kobber (II), kobolt (II) og tinn (II) hydroksid

O 2- ion på hvilke metalloksyder er basert dannes ved redoksreaksjonen i det oksydasjonsmiddel oksygen med et metall . Den eksisterer bare i smelter og i kombinasjon med kationer (i form av salter ), men ikke som et fritt ion , fordi det er en ekstremt sterk base og dermed kvantitativt protoneres til hydroksydionen i vandig løsning ( syre-base-reaksjon ) . Metallhydroksider inneholder OH - ionet og er hovedsakelig hentet fra saltoppløsninger og baser.

I ikke-metalloksider er det vanligvis ikke noe oksidanion, siden ikke-metaller danner en kovalent binding med hverandre. Peroksydionet, som ligner på oksidionet, har et oksidasjonsnummer på −I i stedet for − II, da to oksygenatomer er koblet til hverandre her. Ikke-metalloksider reagerer med vann for å danne syrer (med oksoanioner som sulfat, karbonat, etc.). De er derfor å anse som hydroksider av sur karakter.

Bindingsevnen til oksygen

Oksygen er et sterkt oksydasjonsmiddel og danner isolerbare oksyder med nesten alle elementer , med unntak av edelgasser helium , neon , argon , krypton og halogen fluor (fluor inntar en spesiell stilling her fordi de oksygenforbindelser av 2 , O 2 F 2 og O 4 F- 2 kan være representert, men på grunn av den større elektronegativitet av fluor , disse stoffene er ikke referert til som fluoroxides, men snarere som oksygen fluorider ).

I tillegg til oksider, danner oksygen også oksoanioner : Her har flere oksygenatomer bundet seg til ett atom, som vanligvis har høyest mulig oksidasjonsantall (eksempler: fosfat, sulfat, kromat, permanganat, nitrat, karbonat). De oppstår vanligvis når metalloksider som ikke er metall og undergrupper med et veldig høyt oksidasjonsnummer, reagerer med vann for å danne syrer.

I tillegg er det oksygen-oksygenforbindelser slik. B. i blekemiddel hydrogenperoksyd (se ovenfor). Uorganiske peroksider er sterkt etsende og oksiderende, organiske peroksider er vanligvis eksplosive.

bruk

Naturlige metalloksider fungerer som malm for metallekstraksjon. Oksygenet fjernes fra dem ved smelting - for eksempel ved hjelp av karbon ( masovnprosessen ) - og det rene metallet oppnås på denne måten.

Metalloksider ble brukt som pigmenter så tidlig som steinalderen og ble også kalt jordpigmenter.

En annen applikasjon i nyere tid er bruken som en isolator i informasjonsteknologi .

Individuelle oksider og andre oksygenforbindelser

En rusten lås på en beholder: jern oksiderer sakte til rust i nærvær av vann og luft

Kjente oksider

Oksygenforbindelser med oksygen i andre oksidasjonstilstander er:

Se også

Individuelle bevis

  1. ↑ a b c Innføring på oksider. I: Römpp Online . Georg Thieme Verlag, åpnet 24. juni 2017.
  2. ↑ a b Brockhaus ABC kjemi . VEB FA Brockhaus Verlag, Leipzig 1965, s. 1004.
  3. ^ Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Bruce E. Bursten: Kjemi: Studerer kompakt . Pearson Studium, 2011, 10. utgave, ISBN 3868941223 , s. 273.
  4. ^ Gerhard Jokisch, Bruno Schütze, Werner Städtler i: Forfatterkollektiv: Das Grundwissen des Ingenieurs , VEB Fachbuchverlag, Leipzig 1968, s. 991–1163, s. 1002.
  5. ^ Brockhaus ABC kjemi . VEB FA Brockhaus Verlag, Leipzig 1965, s. 1078.

weblenker

Wiktionary: Oxide  - forklaringer på betydninger, ordets opprinnelse, synonymer, oversettelser