Oxider

Kobberoxid

Rød bly , bly (II, IV) oxid

En kvartskrystal - kemisk ren siliciumdioxid

Korundkrystaller er en naturligt forekommende, farveløs modifikation af aluminiumoxid . Kendte farvesorter er den blå safir (farvet af Fe / Ti) og den røde rubin (farvet af Cr).

Kvælstofdioxid er en brun, giftig gas

Oxider (også generelt oxider ; fra græsk ὀξύς, oxýs, skarp, spids, sur) er iltforbindelser af et element, hvor elementet har oxidationsnummeret −II. De fleste oxider dannes, når brændbare stoffer reagerer med ilt (oprindelsen af ​​ordet oxidation ): Når de oxiderer, frigiver de elektroner til oxidationsmidlet ilt, så der dannes oxider.

Dybest set kaldes hver forbindelse af et element med ilt et oxid. Oxygen- fluorforbindelser er en undtagelse . Da iltet i disse har et positivt oxidationsnummer, og fluoren har et negativt oxidationsnummer, kaldes disse forbindelser ikke fluoroxider , men iltfluorider .

Afhængigt af bindingspartneren er der to grupper oxider inden for kemi :

• Metaloxider (disse er ioniske ( saltlignende ) eller kovalent bundne oxider; oxider af uædle metaller reagerer med vand til dannelse af baser og dannelse af baser ),
• Ikke-metaloxider (disse er molekylære, for det meste flygtige og reagerer med vand for at danne syrer )

Ifølge deres støkiometriske sammensætning skelnes der mellem monoxider, dioxider, trioxider, tetroxider, pentoxider, såsom carbonmonoxid, chlordioxid og svovltrioxid. Den overvejende del af jordskorpen og jordens kappe består af oxider (hovedsageligt siliciumdioxid ( kvarts ) og salte afledt af det, silicaterne og aluminiumoxid). Også vand tilhører gruppen af oxider. Ethylenoxid er et eksempel på et organisk oxid.

Fremstilling

Oxider fremstilles af:

• Opvarmning af hydroxider og oxidhydrater (eksempel: kobber (II) hydroxid bliver til kobber (II) oxid og vanddamp, rust omdannes til jernoxider og vanddamp),
• Opvarmning af salte med flygtige anhydrider (eksempel: forbrænding af kalk / calciumcarbonat til calciumoxid, opvarmning af kobber (II) nitrat til kobber (II) oxid og lattergas)
• Reaktion af grundstoffer med ilt (oxidation i snævrere forstand, tidligere også kendt som iltning).

Det sorte kobber (II) oxid afbildet ovenfor kan derfor bruges til. B. syntetiseres ved følgende reaktioner :

${\ displaystyle {\ ce {2 Cu (NO3) 2 -> 2 CuO + 4 NO2 + O2}}$

${\ displaystyle {\ ce {CuCO3 -> CuO + CO2}}}$

${\ displaystyle {\ ce {Cu (OH) 2 -> CuO + H2O}}}$

Desuden kan det røde kobber (I) oxid omdannes til sort kobber (II) oxid ved hjælp af ilt. Kobberoxid (II) produceres også ved ristning af sulfidisk kobbermalm ved annealing af kobber (II) sulfid i luft eller i en iltstrøm (biprodukt svovldioxid).

Hvor let et metal danner et oxid afhænger af elementets elektronegativitet og iltaffinitet. Generelt, jo mindre ædle et metal er, jo mere voldsomt kan det reagere med ilt og danne oxider. Derudover afhænger reaktiviteten også af et grunds passivering , da et tæt vedhængende oxidlag med mange elementer forhindrer yderligere reaktion. Metallet kan kun reagere yderligere, hvis dette er iltgennemtrængeligt eller er blevet fjernet.

Oxidernes egenskaber

Der er - klassificeret efter deres reaktion med vand - sure, basiske, amfotere og ligegyldige oxider

• Amfotere oxider og hydroxider har den egenskab, at de er i stand til at reagere sure og basiske afhængigt af reaktanten (se under syre-base reaktion ). De reagerer med syrer og med baser til dannelse af salte.
• Metaloxider er saltlignende (ioniske), oxider af uædle metaller reagerer med vand for at danne baser og lyer .
• Ikke-metaloxider er molekylære og reagerer med vand for at danne syrer ,
• Ligegyldige oxider reagerer ikke med vand; disse er for eksempel carbonmonoxid (CO), dinitrogenoxid N ₂ O og nitrogenmonoxid NO.

Oxider af ædle metaller omdannes derfor ofte til hydroxider via en omvej som salte med det formål at reagere med vand : Kobber (II) oxid kan f.eks. B. i konc. Saltsyre kan opløses til dannelse af kobber (II) chlorid . Dette danner kobber (II) hydroxid med natriumhydroxidopløsning, som som nævnt ovenfor kan omdannes til kobber (II) oxid ved opvarmning.

Hydroxider er skællende bundfald, der ofte har karakteristiske farver (kobber (II) hydroxid lyseblå, nikkel (II) hydroxid æblegrøn, krom (III) hydroxid grågrøn, mangan (II) hydroxidrosa og bliver brun i luften som følge af oxidation, Cobalt (II) hydroxidblå eller lyserød, jern (III) hydroxid rustbrun, jern (II) hydroxid grågrøn).

Oxidion og hydroxidion

Metalaflejringer: jern (III), kobber (II), cobalt (II) og tin (II) hydroxid

O ^2- ion hvorpå metaloxider er baseret dannes under redoxreaktionen af den oxidationsmidlet oxygen med et metal . Den findes kun i smelter og i kombination med kationer (i form af salte ), men ikke som en fri ion , fordi den er en ekstremt stærk base og således kvantitativt protoneres til hydroxidionen i vandig opløsning ( syre-base reaktion ) . Metalhydroxider indeholder OH ^- ionen og opnås hovedsageligt fra saltopløsninger og baser.

I ikke-metaloxider er der normalt ingen oxidanion, da ikke-metaller danner en kovalent binding med hinanden. Peroxidionen, der svarer til oxidionen, har et oxidationsnummer på -I i stedet for -II, da to iltatomer er forbundet med hinanden her. Ikke-metaloxider reagerer med vand til dannelse af syrer (med oxoanioner såsom sulfat, carbonat osv.). De skal derfor betragtes som hydroxider af sur karakter.

Bindende kapacitet af ilt

Oxygen er et stærkt oxidationsmiddel og danner isolerbare oxider med næsten alle elementer med undtagelse af ædelgasser helium , neon , argon , krypton og halogen fluor (fluor indtager en særstilling her, fordi de oxygenholdige forbindelser med ₂ , O ₂ F ₂ og O ₄ F ₂ kan repræsenteres, men på grund af den højere elektronegativitet af fluor , disse stoffer er ikke omtalt som fluoroxides, men snarere som ilt fluorider ).

Ud over oxider danner ilt også oxo-anioner : Her har flere iltatomer bundet sig til et atom, som normalt har det højest mulige oxidationstal (eksempler: phosphat, sulfat, chromat, permanganat, nitrat, carbonat). De opstår normalt, når metaloxider, der ikke er metal og undergrupper, med et meget højt oxidationsnummer reagerer med vand for at danne syrer.

Derudover er der ilt-iltforbindelser, såsom. B. i blegemiddel hydrogenperoxid (se ovenfor). Uorganiske peroxider er stærkt ætsende og oxiderende, organiske peroxider er normalt eksplosive.

brug

Naturlige metaloxider tjener som malm til metalekstraktion. Oxygenet fjernes fra dem ved smeltning - for eksempel ved hjælp af kulstof ( højovnsprocessen ) - og det rene metal opnås på denne måde.

Metaloxider blev brugt som pigmenter allerede i stenalderen og blev også kaldt jordpigmenter.

En anden applikation i nyere tid er dens anvendelse som isolator inden for informationsteknologi .

Individuelle oxider og andre iltforbindelser

En rusten lås på en beholder: jern oxideres langsomt til rust i nærvær af vand og luft

Kendte oxider

• Aluminiumoxid (et hvidt, let basisk fast stof)
• Blyoxid (der er en gul og en sortbrun oxid samt en blandet oxid kaldet rød bly )
• Calciumoxid ( brændt kalk , ætsende, stærkt basisk)
• Dihydrogen (mono) oxid, dihydrogenmonoxid ( vand )
• Jernoxider såsom jern (III) oxid eller rust
• Kuldioxid (danner kulsyre med vand )
• Kulilte (giftig, farveløs, lugtfri, brandfarlig)
• Kobberoxid (der er rødt kobber (I) oxid og sort kobber (II) oxid )
• Magnesiumoxid (magnesia, et hvidt basisk pulver)
• Phosphorpentoxid (danner fosforsyre med vand )
• Svovldioxid (sur lugt, opløselig i vand med en sur reaktion)
• Svoveltrioxid (danner svovlsyre med vand )
• Siliciumdioxid (kvarts, kan kombineres med vand til dannelse af silica)
• Kvælstofoxider (for det meste farvet brune af nitrogendioxid, kan under visse omstændigheder reagere yderligere for at danne salpetersyre)
• Zinkoxid (et jordhvidt pulver, der bliver lysegult, når det opvarmes)

Iltforbindelser med ilt i andre oxidationstilstande er:

• Hyperoxider (−½),
• Ozonides (- ¹ / ₃ )
• Peroxider (-1) og
• Salte med den dioxygenyl kation O ₂ ⁺ (+ ½).

Se også

• hydroxid
• Oxydul
• forbrænding

Individuelle beviser

1. ↑ ^{a b c} Indtastning af oxider. I: Römpp Online . Georg Thieme Verlag, adgang den 24. juni 2017.
2. ↑ ^{a b} Brockhaus ABC kemi . VEB FA Brockhaus Verlag, Leipzig 1965, s. 1004.
3. ^ Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Bruce E. Bursten: Kemi: Studerer kompakt . Pearson Studium, 2011, 10. udgave, 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 kemi . VEB FA Brockhaus Verlag, Leipzig 1965, s. 1078.

Weblinks

Wiktionary: Oxide  - forklaringer på betydninger, ordets oprindelse, synonymer, oversættelser