Quelltext der Seite Oxide

[[Datei:Kupfer(II)-oxid.jpg|mini|[[Kupfer(II)-oxid]]]]
[[Datei:Red lead.jpg|mini|Mennige, [[Blei(II,IV)-oxid]]]]
[[Datei:Quartz Brésil.jpg|mini|Ein [[Quarz]]kristall – chemisch gesehen reines Siliciumdioxid]]
[[Datei:Several corundum crystals.jpg|mini|[[Korund]]-Kristalle sind eine natürlich vorkommende, farblose Modifikation des [[Aluminiumoxid]]s. Bekannte Farbvarietäten sind der blaue [[Saphir]] (gefärbt durch Fe/Ti) und der rote [[Rubin]] (gefärbt durch Cr).]]
[[Datei:Diossido di azoto.jpg|mini|[[Stickstoffdioxid]] ist ein braunes, giftiges Gas]]

{{Lückenhaft| Diesem Lemma mangelt es an historisch-enzyklopädischer Perspektive.
* Historische Begriffsbildung (wann und wo wurde der Begriff Oxid/Oxyd erstmals verwendet, wer prägte ihn?)
* <s>Änderung der Schreibung in der Fachsprache von ''Oxyd'' zu ''Oxid'' und ihre Hintergründe, Zeitpunkt.</s> (erledigt)
* Wesentliche Eckpunkte der Erforschung von Oxiden, damit verknüpfte Namen von Forschern sowie zugehörige Daten.}}

'''Oxide''' (ältere Schreibung<ref>{{Internetquelle |autor=Wolfgang Pfeifer et al. |url=https://www.dwds.de/d/wb-etymwb |titel=Etymologisches Wörterbuch des Deutschen |titelerg=digitalisierte und von Wolfgang Pfeifer überarbeitete Version im Digitalen Wörterbuch der deutschen Sprache |datum=1993 |abruf=2022-10-05}}</ref> und auch allgemeinsprachlich ''Oxyde''; von [[Griechische Sprache|griech.]] ὀξύς, oxýs ‚scharf‘, ‚spitz‘, ‚sauer‘) sind [[Sauerstoff]]-Verbindungen eines Elements,<ref name="roempp" /> in denen der Sauerstoff die [[Oxidationszahl]] −2 hat. Oxide entstehen, wenn Elemente oder Verbindungen mit elementarem Sauerstoff (Oxidationszahl 0) reagieren (Ursprung des Wortes [[Oxidation]]). Bei der Oxidation geben geeignete Elemente in den Verbindungen Elektronen an das Oxidationsmittel Sauerstoff ab, so dass in den neu gebildeten  Oxiden die Oxidationszahl des Sauerstoffatoms auf −2 erniedrigt ist und die Oxidationszahl des oxidierten  Elements in der  Verbindung entsprechend erhöht ist.<ref name="ABC Chemie">''Brockhaus ABC Chemie''. VEB F. A. Brockhaus Verlag, Leipzig 1965, S. 1004.</ref>

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 [[Stoffgruppe]]n von Oxiden unterscheiden:
* ''[[Metalloxide]]'' sind ionische ([[Salze|salzartige]]) Verbindungen, in denen überwiegend ionische Bindungen vorliegen
Oxide unedler Metalle reagieren mit Wasser zu [[Basen (Chemie)|Basen]] und bilden [[Alkalische Lösung|Laugen]],
* ''Nichtmetalloxide'' (diese sind molekular, meist leicht flüchtig und reagieren mit Wasser zu [[Säure]]n)

Entsprechend ihrer [[Stöchiometrie|stöchiometrischen]] Zusammensetzung unterscheidet man Monoxide, Dioxide, Trioxide, Tetroxide, Pentoxide, so bei Kohlenmonoxid, Chlordioxid und Schwefeltrioxid. Der überwiegende Teil der [[Erdkruste]] und des [[Erdmantel]]s 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 [[Organische Chemie|organisches]] Oxid.<ref name="ABC Chemie" />

== Herstellung ==
Oxide werden [[Herstellung|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 [[Anhydride]]n [Beispiele: Brennen von Kalk / Calciumcarbonat zu Calciumoxid und CO<sub>2</sub>; Erhitzen von Kupfer(II)-nitrat zu Kupfer(II)-oxid und nitrosen Gasen]
* [[Chemische Reaktion|Reaktion]] von Elementen mit Sauerstoff (Oxidation im engeren Sinne, früher auch als Oxygenierung bezeichnet).

Das oben abgebildete schwarze Kupfer(II)-oxid kann also z.&nbsp;B. durch folgende Reaktionen [[Synthese (Chemie)|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, [[amphoter]]e und indifferente Oxide<ref name="roempp">{{RömppOnline |ID=RD-15-01227 |Name=Oxide |Abruf=2017-06-24}}</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 (Chemie)|Basen]] und [[Alkalische Lösung|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 [[Säure]]n,
* ''Indifferente Oxide'' reagieren nicht mit Wasser; dies sind beispielsweise [[Kohlenstoffmonoxid]] (CO), [[Distickstoffmonoxid]] N<sub>2</sub>O 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.&nbsp;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 [[Fällung|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|mini|Metallhydroxidniederschläge: Eisen(III)-, Kupfer(II)-, Kobalt(II)- und Zinn(II)-hydroxid]]

Das den Metalloxiden zugrunde liegende O<sup>2−</sup>-Ion entsteht bei der [[Redoxreaktion]] des [[Oxidationsmittel]]s [[Sauerstoff]] mit einem [[Metall]]. Es ist nur in Schmelzen und in Kombination mit Kationen (in Form von [[Salze]]n) existent, nicht jedoch als freies [[Ion]], denn es ist eine extrem starke [[Basen (Chemie)|Base]] und wird somit in wässriger Lösung quantitativ zum [[Hydroxid]]-Ion protoniert ([[Säure-Base-Reaktion]]). Metall-Hydroxide enthalten das OH<sup>−</sup>-Ion und werden meistens aus Salzlösungen und Laugen gewonnen. In wässrigen Lösungen können Metallionen per [[Olation]] polymere [[Komplexbindung|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 [[Chemisches Element|Elementen]] isolierbare '''Oxide''', mit Ausnahme der [[Edelgase]] [[Helium]], [[Neon]], [[Argon]], [[Krypton]] und des [[Halogen]]s [[Fluor]] (Fluor nimmt hierbei eine Sonderstellung ein, weil zwar die Sauerstoffverbindungen OF<sub>2</sub>, O<sub>2</sub>F<sub>2</sub> und O<sub>4</sub>F<sub>2</sub> darstellbar sind, diese [[Stoff (Chemie)|Stoffe]] aber wegen der höheren [[Elektronegativität]] des Fluors nicht als Fluoroxide, sondern als [[Sauerstofffluorid]]e 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.&nbsp;o.). Anorganische '''[[Peroxid]]e''' 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 [[Pigment]]e 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 [[Isolierstoff|Isolator]] in der [[Informationstechnik]].

== Erforschung von Oxiden ==
* ca. 1700: [[Georg Ernst Stahl]] entwickelt die [[Phlogistontheorie|Phlogiston-Theorie]], welche Metall-''Kalke'' (Oxide) als Metall minus Phlogiston erklärt.<ref>{{Internetquelle |url=https://www.acs.org/education/whatischemistry/landmarks/lavoisier.html |titel=Antoine Laurent Lavoisier The Chemical Revolution - Landmark |sprache=en |abruf=2025-02-26}}</ref>
* 1807–1808: [[Humphry Davy]] isoliert mittels Elektrolyse mehrere bisher unbekannte Metalle aus ihren Oxiden. 1807 gewinnt er Kalium und Natrium (aus alkalischen Hydroxiden), 1808 folgt die Isolation der Erdalkalimetalle Calcium (aus ''Kalk'', CaO), Strontium (aus Strontianit), Barium (aus Baryt, BaO) und Magnesium (aus Magnesia, MgO).<ref>{{Internetquelle |url=https://www.sciencehistory.org/stories/magazine/science-and-celebrity-humphry-davys-rising-star/ |titel=Science and Celebrity: Humphry Davy's Rising Star |sprache=en-US |abruf=2025-02-26}}</ref> Er versucht 1808 vergeblich, Aluminium aus Aluminiumoxid zu gewinnen, kann aber zeigen, dass es sich um ein Oxid handelt.
* 1824: [[Hans Christian Ørsted]] gelingt die erste Isolation von metallischem [[Aluminium]] durch Reduktion von [[Aluminiumoxid]]<ref>{{Internetquelle |autor=Helge Kragh |url=https://www.sciencenordic.com/chemistry-denmark-science-history/h-c-orsted-discovered-aluminium-but-he-did-not-take-his-discovery-seriously/1674429 |titel=H. C. Ørsted discovered aluminium, but he did not take his discovery seriously |datum=2020-06-24 |sprache=en-GB |abruf=2025-02-26}}</ref>

== Einzelne Oxide und weitere Sauerstoff-Verbindungen ==
[[Datei:Containerverriegelung.JPG|mini|Eine angerostete Verriegelung eines Containers: [[Eisen]] oxidiert in Gegenwart von Wasser und Luft langsam zu [[Rost]]]]

=== Bekannte Oxide ===
* [[Aluminiumoxid]] (ein weißer, leicht basischer Feststoff)
* Bleioxid (hier gibt es ein [[Blei(II)-oxid|gelbes]] und ein [[Blei(IV)-oxid|schwarzbraunes]] Oxid sowie ein Mischoxid, [[Blei(II,IV)-oxid|Mennige]] genannt)
* [[Calciumoxid]] ([[Gebrannter Kalk]], ätzend, stark basisch)
* Dihydrogen(mono)oxid, Diwasserstoffmonoxid ([[Wasser]])
* Eisenoxide wie [[Eisen(III)-oxid]] oder [[Rost]]
* [[Kohlenstoffdioxid]] (bildet mit Wasser [[Kohlensäure]])
* [[Kohlenstoffmonoxid]] (toxisch, farb- und geruchlos, brennbar)
* Kupferoxid (hier gibt es rotes [[Kupfer(I)-oxid]] und schwarzes [[Kupfer(II)-oxid]])
* [[Magnesiumoxid]] (Magnesia, ein weißes, basisches Pulver)
* [[Phosphorpentoxid]] (bildet mit Wasser [[Phosphorsäure]])
* [[Schwefeldioxid]] (säuerlicher Geruch, mit saurer Reaktion in Wasser löslich)
* [[Schwefeltrioxid]] (bildet mit Wasser [[Schwefelsäure]])
* [[Siliciumdioxid]] (Quarz, bildet mit Wasser u.&nbsp;U. Kieselsäure)
* [[Stickoxide]] (zumeist braun gefärbt durch Stickstoffdioxid, kann u.&nbsp;U. weiterreagieren zu Salpetersäure)
* [[Zinkoxid]] (ein erdig-weißes, in Hitze hellgelbes Pulver)

Sauerstoffverbindungen mit Sauerstoff in anderen [[Oxidationszahl|Oxidationsstufen]] sind:
* [[Hyperoxide]] (−½),
* [[Ozonide]] (−<sup>1</sup>/<sub>3</sub>)
* [[Peroxide]] (−1) und
* Salze mit dem Dioxygenyl-Kation O<sub>2</sub><sup>+</sup> (+½).

== Umbenennung des Begriffs von Oxyd zu Oxid ==
Die Umbenennung des im Deutschen ursprünglich als ''Oxyd'' geschriebenen und {{IPA|ɔˈksyːt|Tondatei=De-Oxyd.ogg}} gesprochenen Begriffes zu ''Oxid'', gesprochen {{IPA|ɔˈksiːt|Tondatei=De-Oxid.ogg}}, erfolgte für die fachsprachliche Verwendung im Jahr 1959 auf Empfehlung der [[IUPAC|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>{{Internetquelle |url=https://www.degruyter.com/serial/hskfs-b/html |titel=Fachsprachen / Languages for Special Purposes |titelerg=1. Halbband (2008), Deutschland: De Gruyter. |hrsg=Lothar Hoffmann, Hartwig Kalverkämper, Herbert Ernst Wiegand |datum=2008 |seiten=1239 |sprache=de |abruf=2022-10-06 |zitat=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 […]}}</ref>. In der deutschen Alltagssprache stieß diese Umbenennung und die damit einhergehende veränderte Aussprache aufgrund der Omnipräsenz des Begriffs auf nur geringe Akzeptanz<ref>{{Internetquelle |autor=Heinz Lechleiter |url=https://d-nb.info/1047622564/34 |titel=Die Fachsprache der Chemie in Theorie, Praxis und Didaktik |datum=2002 |seiten=56 |sprache=de |abruf=2022-10-06 |zitat=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.}}</ref>, 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.

== Siehe auch ==
* [[Hydroxid]]
* [[Oxydul]]
* [[Verbrennung (Chemie)|Verbrennung]]

== Einzelnachweise ==
<references />

== Weblinks ==
{{Wiktionary}}

{{Normdaten|TYP=s|GND=4126202-5|LCCN=sh85096314}}

[[Kategorie:Stoffgruppe]]
[[Kategorie:Oxid| ]]