Oxide

In de anorganische chemie is een oxide een verbinding tussen een ander element en zuurstof waarin zuurstof als oxidator optreedt en de oxidatietoestand −2 aanneemt (O²⁻).

Oxidatie

Omdat de elektronegativiteit van zuurstof hoog is, kan zuurstof vrijwel elke andere stof oxideren. Een uitzondering is fluor, het enige element dat zuurstof kan oxideren. Verbindingen tussen fluor en zuurstof zijn dus eerder zuurstoffluoriden dan fluoroxiden.

Met vrijwel alle andere elementen vormt zuurstof oxiden. Uitzonderingen zijn de lichtere edelgassen, ook met edelmetalen, zoals goud vormt zuurstof maar moeizaam oxiden. Zij zijn metastabiel.

Een voorbeeld van oxidevorming is de verbranding (d.i. oxidatie) van magnesium:

{\ce {2Mg   O2 -> 2 MgO}}

Men onderscheidt metaaloxide en niet-metaaloxide.

Soorten oxiden

Op basis van het verschil in chemische eigenschappen onderscheidt men vier soorten oxiden:^[bron?]

basische oxiden: deze reageren met water tot een base.
zure oxiden: deze reageren met water tot een zuur
Amfotere oxiden: deze reageren met zowel een zuur als met een base
Indifferente oxiden: deze reageren niet met zuren en met basen. Tot deze groep oxiden horen koolmonoxide CO, stikstofmonoxide NO, , MnO₂ mangaan(IV)oxide.

Oxidehuid

De oxiden van sommige metalen (bijvoorbeeld aluminium en koper) vormen een afsluitende laag op het metaal zodat de oxidatiereactie stopt (bij gebrek aan zuurstof) en verdere corrosie wordt voorkomen.

Elementen, oxides en zouten

In het schema hiernaast is de relatie weergegeven tussen elementen, hun oxides, de reactieproducent van de oxides met water en de zouten die gevormd kunnen worden of bij ontleding de verschillende stoffen geven. De nummers in onderstaande lijst verwijzen naar de nummers in het schema.

Elementen kunnen verdeeld worden in metalen (M) en niet-metalen (X).
In onderstaande voorbeelden zijn alle zouten als hele stof genoteerd. Veel reacties worden echter in oplossingen uitgevoerd, en dan zijn de zouten uiteraard gesplitst in ionen.
Van reacties tussen metalen en niet-metaaloxides zijn geen voorbeelden bekend, noch van de omgekeerde reactie: een zout dat ontleedt naar een metaal en een niet-metaaloxide.
Van reacties tussen niet-metalen en metaaloxides zijn geen voorbeelden bekend, noch van de omgekeerde reactie: een zout dat ontleedt naar een metaaloxide en een niet-metaal in zijn elementvorm.

1: De reactie van een metaal (M) met zuurstof levert een metaaloxide (MO). Voorbeelden van deze reactie zijn:

${\ce {2\ Cu\ \ O2\ ->\ 2\ CuO}}$
${\ce {Ti\ \ O2\ ->\ TiO2}}$

2: De reactie van een niet-metaal (X) met zuurstof levert een niet-metaaloxide (XO).

${\ce {C\ \ O2\ ->\ CO2}}$
${\ce {S8\ \ 12\ O2\ ->\ 8\ SO3}}$

3: De reactie van een metaaloxide met water geeft een hydroxide.

${\ce {Na2O\ \ H2O\ ->\ 2\ NaOH}}$
${\ce {CaO\ \ H2O\ ->\ Ca(OH)2}}$
De reactie van ongebluste kalk (calciumoxide) met water levert gebluste kalk.

4: De reactie van een niet-metaaloxide met water levert een zuur op.

${\ce {N2O5\ \ H2O\ ->\ 2\ HNO3}}$
${\ce {CO2\ \ H2O\ ->\ H2CO3}}$

5: De reactie van een metaal met een niet-metaal levert een zout op

${\ce {Fe\ S\ ->\ FeS}}$
${\ce {2Fe\ \ 3\ Cl2\ ->\ 2\ FeCl3}}$

6: Van de reactie tussen een metaaloxide en een niet-metaaloxide waarbij een zout ontstaat zijn geen voorbeelden bekend. Van de omgekeerde reactie, een zout dat ontleed in een metaaloxide en een niet-metaaloxide, is het belangrijkste voorbeeld de vorming van ongebluste kalk uit calciumcarbonaat:
${\ce {CaCO3\ ->\ CaO\ \ CO2}}$
7: Metaaloxides reageren vaak met zuren onder vorming van zouten.

${\ce {CuO\ \ H2SO4\ ->\ CuSO4\ \ H2O}}$
Koper(II)oxide reageert met zwavelzuur tot een oplossing van koper(II)sulfaat.

8: Niet-metaaloxides reageren met hydroxides tot zouten:

${\ce {CO2\ \ 2\ NaOH_{(aq)}\ ->\ Na2CO3\ \ H2O}}$
Op laboratoriumschaal wordt deze reactie toegepast om koolstofdioxide met behulp van een oplossing van natriumhydroxide uit lucht te verwijderen.

9: Een hydroxide reageert met een zuur tot een zout

${\ce {NaOH\ \ HCl\ ->\ NaCl\ \ H2O}}$
De titratiereactie.

10: Een zuur reageert met een metaal tot een zout

${\ce {Fe\ \ H2SO4\ ->\ FeSO4\ \ H2}}$ ^[1]
${\ce {Cu\ \ 2\ HCl\ ->\ CuCl2 H2}}$ ^[2]

Overzicht van de oxide-mineralen

Zie ook

Bronnen, noten en/of referenties

↑ Met uitgekookt zwavelzuur. De zuurstof is door het koken verwijderd, het waterstof-ion is niet in staat Fe² tot Fe³ te oxideren.
↑ De reactie wordt uitgevoerd in 6 tot 12 mol·L⁻¹ zoutzuur. Waterstof is onder standaardomstandigheden niet sterk genoeg als oxidator, maar door het ontwijken van het gasvormige H₂ en door complexvorming van Cu² naar CuCl₄²⁻ wordt de concentratie reactieproducten zo laag dat de reactie toch verloopt.

Zie de categorie Oxides van Wikimedia Commons voor mediabestanden over dit onderwerp.

[1] Met uitgekookt zwavelzuur. De zuurstof is door het koken verwijderd, het waterstof-ion is niet in staat Fe² tot Fe³ te oxideren.

[2] De reactie wordt uitgevoerd in 6 tot 12 mol·L⁻¹ zoutzuur. Waterstof is onder standaardomstandigheden niet sterk genoeg als oxidator, maar door het ontwijken van het gasvormige H₂ en door complexvorming van Cu² naar CuCl₄²⁻ wordt de concentratie reactieproducten zo laag dat de reactie toch verloopt.

[1]

[2]