Ein Oxyd ist eine chemische Zusammensetzung, die mindestens ein Sauerstoff-Atom und ein anderes Element in seiner chemischen Formel enthält. Metalloxyde enthalten normalerweise ein Anion von Sauerstoff im Oxydationsstaat −2. Der grösste Teil der Kruste der Erde besteht aus festen Oxyden, dem Ergebnis von Elementen, die durch den Sauerstoff in Luft oder in Wasser oxidieren werden. Kohlenwasserstoff-Verbrennen gewährt die zwei Hauptkohlenstoff-Oxyde: Kohlenmonoxid und Kohlendioxyd. Sogar Materialien haben gedacht, dass reine Elemente häufig einen Oxydüberzug entwickeln. Zum Beispiel entwickelt Aluminiumfolie eine dünne Haut von AlO, der die Folie vor der weiteren Korrosion schützt.

Bildung

Wegen seiner Elektronegativität bildet Sauerstoff stabile chemische Obligationen mit fast allen Elementen, um die entsprechenden Oxyde zu geben. Edle Metalle (wie Gold oder Platin) werden geschätzt, weil sie direkter chemischer Kombination mit Sauerstoff und Substanzen wie Gold (III) widerstehen, muss Oxyd durch indirekte Wege erzeugt werden.

Zwei unabhängige Pfade für die Korrosion von Elementen sind Hydrolyse und Oxydation durch Sauerstoff. Die Kombination von Wasser und Sauerstoff ist noch zerfressender. Eigentlich brennen alle Elemente in einer Atmosphäre von Sauerstoff oder einem Sauerstoff reiche Umgebung. In Gegenwart von Wasser und Sauerstoff (oder einfach Luft) reagieren einige Elemente - Natrium - schnell sogar gefährlich, um das Hydroxyd zu geben. Teilweise aus diesem Grund werden Alkali und alkalische Erdmetalle in der Natur in ihrem metallischen, d. h., Eingeborener, Form nicht gefunden. Cäsium ist mit Sauerstoff so reaktiv, dass es als ein Hauer in Vakuumtuben und Lösungen des Kaliums und Natriums verwendet wird, sind so genannte NaK an deoxygenate gewöhnt und dehydrieren einige organische Lösungsmittel. Die Oberfläche von den meisten Metallen besteht aus Oxyden und Hydroxyd in Gegenwart von Luft. Ein weithin bekanntes Beispiel ist Aluminiumfolie, die mit einem dünnen Film von Aluminiumoxyd dass passivates das Metall angestrichen wird, weitere Korrosion verlangsamend. Die Aluminiumoxydschicht kann zur größeren Dicke durch den Prozess des elektrolytischen Eloxierens gebaut werden. Obwohl festes Magnesium und Aluminium langsam mit Sauerstoff an STP — sie wie die meisten Metalle reagieren, in Luft brennen, sehr hohe Temperaturen erzeugend. Fein können Grained-Puder von den meisten Metallen in Luft gefährlich explosiv sein. Folglich werden sie häufig in Fest-Kraftstoffraketen verwendet.

In trockenem Sauerstoff bildet Eisen sogleich Eisen (II) Oxyd, aber die Bildung der wasserhaltigen Eisenoxyde, FeO (OH), die hauptsächlich Rost umfassen, verlangt normalerweise Sauerstoff und Wasser. Die freie Sauerstoff-Produktion durch photosynthetische Bakterien hat vor ungefähr 3.5 Milliarden Jahren Eisen aus der Lösung in den Ozeanen als FeO im wirtschaftlich wichtigen Eisenerz hematite hinabgestürzt.

Struktur

Oxyde von den meisten Metallen nehmen polymere Strukturen mit der MAMA crosslinks an. Weil diese crosslinks stark sind, neigen die Festkörper dazu, in Lösungsmitteln unlöslich zu sein, obwohl sie durch Säuren und Basen angegriffen werden. Die Formeln sind häufig irreführend einfach. Viele sind nichtstochiometrische Zusammensetzung. In diesen Oxyden ist die Koordinationszahl des Oxyds ligand zwei für die meisten electronegative Elemente und 3-6 für die meisten Metalle.

Molekulare Oxyde

Obwohl die meisten Metalloxyde polymer sind, sind einige Oxyde Moleküle. Die berühmtesten molekularen Oxyde sind Kohlendioxyd und Kohlenmonoxid. Phosphor pentoxide ist ein komplizierteres molekulares Oxyd mit einem irreführenden Namen, die Formel, die PO ist. Einige polymere Oxyde, wenn geheizt, depolymerize, um Moleküle, Beispiele zu geben, die Selen-Dioxyd und Schwefel-Trioxid sind. Tetraoxides sind selten, ein Beispiel ist Osmium tetroxide.

Viele oxyanions, sind wie Polyphosphate und polyoxometalates bekannt. Oxycations, sind ein Beispiel seltener, das nitrosonium (NEIN) ist. Natürlich sind viele Zusammensetzungen mit beiden Oxyden und anderen Gruppen bekannt. In der organischen Chemie schließen diese ketones ein, und viele haben Carbonyl-Zusammensetzungen verbunden. Für die Übergang-Metalle sind viele oxo Komplexe sowie oxyhalides bekannt.

Reaktionsfähigkeit

Oxyde können durch Säuren und Basen angegriffen werden. Diejenigen, die nur durch Säuren angegriffen sind, sind grundlegende Oxyde; diejenigen, die nur durch Basen angegriffen sind, sind acidic Oxyde. Oxyde, die sowohl mit Säuren als auch mit Basen reagieren, sind amphoteric. Metalle neigen dazu, grundlegende Oxyde zu bilden, Nichtmetalle neigen dazu, acidic Oxyde zu bilden, und amphoteric Oxyde werden durch Elemente in der Nähe von der Grenze zwischen Metallen und Nichtmetallen (metalloids) gebildet.

Diese Reaktionsfähigkeit ist die Basis von vielen praktischen Prozessen solcher, wie die Förderung von einigen Metallen von ihren Erzen im Prozess genannt Hydrometallurgie.

Die Verminderung

Metalle werden von ihren Oxyden durch die chemische Verminderung "gewonnen". Ein allgemeines und preiswertes abnehmendes Reagenz ist Kohlenstoff in der Form des Colas. Das prominenteste Beispiel ist das der Eisenerz-Verhüttung. Viele Reaktionen werden beteiligt, aber die vereinfachte Gleichung wird gewöhnlich als gezeigt:

: 2FeO + 3C  4Fe + 3CO

Metalloxyde können durch organische Zusammensetzungen reduziert werden. Dieser Redox-Prozess ist die Basis für viele wichtige Transformationen in der Chemie, wie der detoxification von Rauschgiften durch die P450 Enzyme und die Produktion von Äthylen-Oxyd, das zum Frostschutzmittel umgewandelt wird. In solchen Systemen überträgt das Metallzentrum ein Oxyd ligand der organischen Zusammensetzung, die von der Regeneration des Metalloxyds häufig von Sauerstoff in Luft gefolgt ist.

Hydrolyse

Oxyde von mehr electropositive Elementen neigen dazu, grundlegend zu sein. Sie werden grundlegende Anhydride genannt. Ausgestellt zu Wasser können sie grundlegendes Hydroxyd bilden. Zum Beispiel ist Natriumsoxyd — wenn hydratisiert, grundlegend, es bildet Natriumshydroxyd. Oxyde von mehr electronegative Elementen neigen dazu, acidic zu sein. Sie werden "saure Anhydride" genannt; Wasser hinzufügend, bilden sie oxoacids. Zum Beispiel dichlorine ist heptoxide Säure; Perchloric-Säure ist eine mehr wasserhaltige Form. Einige Oxyde können sowohl als Säure als auch als Basis handeln. Sie sind amphoteric. Ein Beispiel ist Aluminiumoxyd. Einige Oxyde zeigen Verhalten entweder als Säure oder als Basis nicht.

Das Oxydion hat die Formel O. Es ist die verbundene Basis des Hydroxyd-Ions, Oh, und wird im ionischen Festkörper wie Kalzium-Oxyd gestoßen. O ist in der wässrigen Lösung  nicht stabil seine Sympathie für H ist so groß (pK ~ −22), dass es ein Proton von einem HO lösenden Molekül abstrahiert:

:O + HO  2 OH

Im 18. Jahrhundert wurden Oxyde calxes oder calces genannt, nachdem der Kalzinierungsprozess gepflegt hat, Oxyde zu erzeugen. Calx wurde später durch oxyd ersetzt.

Nomenklatur und Formeln

Oxyde werden manchmal gemäß dem Metallsauerstoff-Verhältnis genannt. So würde NbO Niobium-Monoxyd genannt, und TiO ist Titan-Dioxyd. Dieses Namengeben folgt den griechischen numerischen Präfixen. In der älteren Literatur und in der Industrie weitergehend, werden Oxyde durch das Zusammenziehen des Elementnamens mit "a" genannt. Folglich ist Tonerde, Magnesia, chromia, beziehungsweise, AlO, MgO, CrO.

Spezielle Typen von Oxyden sind Peroxyd, O, und Superoxyd, O. In solchen Arten wird Sauerstoff höhere Oxydationsstaaten zugeteilt als Oxyd.

Die chemischen Formeln der Oxyde der chemischen Elemente in ihrem höchsten Oxydationsstaat sind voraussagbar und werden aus der Zahl von Wertigkeitselektronen für dieses Element abgeleitet. Sogar die chemische Formel von O, tetraoxygen, ist als eine Gruppe 16 Element voraussagbar. Eine Ausnahme ist Kupfer, für das die höchste Oxydation feststellen, dass Oxyd Kupfer (II) Oxyd und nicht Kupfer (I) Oxyd ist. Eine andere Ausnahme ist Fluorid, das nicht besteht, wie man — als FO — aber bezüglich erwarten könnte.

Da Fluor mehr electronegative ist als Sauerstoff, vertritt Sauerstoff difluoride (DESSEN) kein Oxyd des Fluors, aber vertritt stattdessen ein Fluorid von Sauerstoff.

Beispiele von Oxyden

Der folgende Tisch führt Beispiele allgemein gestoßener Oxyde an. Nur einigen Vertretern wird gegeben, weil die Zahl von Polyatomionen gestoßen in der Praxis sehr groß ist.

Siehe auch

• Andere Sauerstoff-Ionen ozonide, O, Superoxyd, O, Peroxyd, O und dioxygenyl, O.
• Suboxyd
• Oxohalide
• Oxyanion
• Sieh für eine Liste von Oxyden.