Oxide

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:

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

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

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

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.

Es gibt – eingeteilt nach ihrer Reaktion mit Wasser – saure, basische, amphotere und indifferente Oxide[2]

• 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.[4]
• 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.[2]

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).

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.

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.

Natürliche Metalloxide dienen als Erze zur Metallgewinnung. Ihnen wird durch Verhüttung – beispielsweise mittels Kohlenstoff (Hochofenprozess) – der Sauerstoff entzogen und so das reine Metall gewonnen.[5]

Metalloxide wurden schon in der Steinzeit als Pigmente benutzt und auch Erdpigmente genannt.[6]

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

Die Umbenennung des im Deutschen ursprünglich als Oxyd geschriebenen und [ɔˈksyːt]  gesprochenen Begriffes zu Oxid, gesprochen [ɔˈksiːt] , 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[7]. In der deutschen Alltagssprache stieß diese Umbenennung und die damit einhergehende veränderte Aussprache aufgrund der Omnipräsenz des Begriffs auf nur geringe Akzeptanz[8], auch im Duden wurde diese nicht historisch gewachsene, sondern von der Chemie diktierte Änderung der Schreibung nur zögerlich, zunächst in Form von Verweisen („Oxid siehe Oxyd“), eingeführt.

• Hydroxid
• Oxydul
• Verbrennung

1. Wolfgang Pfeifer et al.: Etymologisches Wörterbuch des Deutschen. digitalisierte und von Wolfgang Pfeifer überarbeitete Version im Digitalen Wörterbuch der deutschen Sprache. 1993, abgerufen am 5. Oktober 2022.
2. Eintrag zu Oxide. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 24. Juni 2017.
3. Brockhaus ABC Chemie. VEB F. A. Brockhaus Verlag, Leipzig 1965, S. 1004.
4. Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Bruce E. Bursten: Chemie: Studieren kompakt. Pearson Studium, 2011, 10. Auflage, ISBN 3-86894-122-3, S. 273.
5. Gerhard Jokisch, Bruno Schütze, Werner Städtler in: Autorenkollektiv: Das Grundwissen des Ingenieurs, VEB Fachbuchverlag, Leipzig 1968, S. 991–1163, S. 1002.
6. Brockhaus ABC Chemie. VEB F. A. Brockhaus Verlag, Leipzig 1965, S. 1078.
7. Fachsprachen / Languages for Special Purposes. 1. Halbband (2008), Deutschland: De Gruyter. Lothar Hoffmann, Hartwig Kalverkämper, Herbert Ernst Wiegand, 2008, S. 1239, abgerufen am 6. Oktober 2022: „Ähnliches wie dem Äther widerfuhr dem Oxyd, das aus Gründen der fachsprachlichen Systematik (vgl. Sulfid, Selenid usw.) wie des internationalen Gebrauchs von den Chemikern in Oxid umgewandelt wurde […]“
8. Heinz Lechleiter: Die Fachsprache der Chemie in Theorie, Praxis und Didaktik. 2002, S. 56, abgerufen am 6. Oktober 2022: „Bei der Übersetzung der IUPAC-Handbücher „mussten Anpassungen zwischen deutschem und englischem Sprach- und Kulturraum vorgenommen werden“ (Hoffmann 1239), wodurch sich zum Beispiel die deutsche Schreibweise „Äther“ in die vom Englischen abgeleitete Schreibweise „Ether“, „Oxyd“ in „Oxid“ verwandeln sollte, was sich jedoch wegen der relativ weiten Verbreitung dieser Begriffe in der Gemeinsprache nicht völlig durchsetzen hat lassen.“