Οξείδιο

Οξείδια, όπως το οξείδιο του σιδήρου (ΙΙΙ), Fe₂O₃, δημιουργούνται όταν το οξυγόνο ενώνεται με άλλα χημικά στοιχεία

Οξείδια ονομάζονται οι ενώσεις των χημικών στοιχείων με το οξυγόνο.

Μεγάλο μέρος του στερεού φλοιού της γης αποτελείται από οξείδια. Οξείδια σχηματίζονται όταν τα διάφορα χημικά στοιχεία οξειδώνονται από το οξυγόνο της ατμόσφαιρας. Ακόμα και υλικά, όπως το αλουμινόχαρτο, που φαίνονται ότι αποτελούνται από καθαρά χημικά στοιχεία, πολλές φορές επικαλύπτονται από λεπτό στρώμα οξειδίων που τα προστατεύουν από τη διάβρωση.

Τα οξείδια είναι είτε μοριακές ενώσεις (όταν το στοιχείο είναι αμέταλλο) είτε ιοντικές ενώσεις (όταν το στοιχείο είναι δραστικό μέταλλο, είτε μακρομοριακές ενώσεις (βρίσκονται δηλ. με μορφή "γιγάντιου" μορίου) όπως π.χ. το οξείδιο με χημικό τύπο [K₂O]_n. Εκτός από τo διφθοριούχο οξυγόνο με χημικό τύπο OF₂, τα οξείδια έχουν ως ηλεκτραρνητικό τμήμα το Ο^-2 και μπορούν να παρασταθούν μ' ένα γενικό τρόπο ως εξής :

Σ_yΟ_x

όπου Σ = χημικό στοιχείο, x = ένας από τους θετικούς αριθμούς οξείδωσης του Σ και y = αριθμός οξείδωσης του οξυγόνου που μπορεί να είναι -2, -1, -1/2. Παραδείγματα χημικών τύπων οξειδίων : Na₂O, CaO, CO₂, SO₃, N₂O₅, N₂O₃, KO₂, Na₂O₂ κ.ά.

Ταξινόμηση οξειδίων

Τα οξείδια ταξινομούνται με διάφορα κριτήρια :

Με βάση την ποσότητα του οξυγόνου

• Κανονικά οξείδια. Σ' αυτά η ποσότητα του οξυγόνου που περιέχεται αντιστοιχεί στους συνηθισμένους αριθμούς οξείδωσης (α.ο.) του στοιχείου. Το οξυγόνο έχει στα κανονικά οξείδια α.ο. = -2. Παραδείγματα : Ο άνθρακας (C) έχει κυρίως αριθμό οξείδωσης +4 οπότε το κανονικό του οξείδιο είναι το διοξείδιο του άνθρακα (CO₂) και όχι το μονοξείδιο του άνθρακα (CO). Το θείο (S) έχει συνηθέστερους α.ο. +4 και +6. Άρα και τα κανονικά του οξείδια θα είναι το διοξείδιο και το τριοξείδιο του θείου SO₂ και SO₃ αντίστοιχα κ.λ.π.
• Υποξείδια. Σ'αυτά το οξυγόνο που περιέχεται είναι λιγότερο από αυτό που αντιστοιχεί στους α.ο. του στοιχείου. Παραδείγματα : CO (ο C έχει α.ο. = +2), Ν₂Ο (το Ν έχει α.ο. = +1) κ.ά. Τα υποξείδια τείνουν να γίνουν κανονικά με πρόσληψη οξυγόνου π.χ. N₂Ο + 1/2 O₂ ⟶ 2NO.

Στερεοχημικός τύπος υπεροξειδίου του υδρογόνου, H₂O₂

• Υπεροξείδια. Περιέχουν περισσότερο οξυγόνο απ'αυτό που αντιστοιχεί στο μεγαλύτερο α.ο. του στοιχείου. Τα υπεροξείδια περιέχουν την υπεροξειδική γέφυρα ή υπεροξυ-δεσμό ή υπεροξυ-ομάδα : -Ο-Ο- ή Ο₂^2- όπου κάθε άτομο οξυγόνου έχει α.ο. = -1. Παραδείγματα : υπεροξείδιο του υδρογόνου H₂O₂ (με δομή Η-Ο-Ο-Η), Na₂O₂ (Na-O-O-Na), BaO₂ (Ba²⁺-O-O) κ.ά. Τα υπεροξείδια αντιδρούν με τα αραιά διαλύματα οξέων : K₂O₂ + 2HCl ⟶ 2KCl + H₂O₂ αλλά και με το νερό : Na₂O₂ + 2H₂Ο ⟶ 2NaOH + H₂O₂.
• Μικτά ή σύνθετα οξείδια. Λέγονται και επιτεταρτοξείδια. Σ' αυτά το στοιχείο έμφανίζεται με δυό διαφορετικούς α.ο. Π.χ. Fe₃O₄ (Fe₂O₃^.FeO), Pb₃O₄ (PbO₂^.2PbO), Mn₃O₄ (MnO₂^.2MnO).

Με βάση τη χημική τους συμπεριφορά

Ταξινομούνται γενικά σε τέσσερις μεγάλες κατηγορίες :

Συντακτικός τύπος πεντοξειδίου του αζώτου, N₂O₅

• Οξείδια αμετάλλων ή ανυδρίτες οξέων ή όξινα ή οξεογόνα ή ομοιοπολικά οξείδια. Είναι τα κανονικά οξείδια των αμετάλλων και τα οξείδια των μετάλλων όπου το μέταλλο έχει α.ο. > +3, π.χ. SO₃, N₂O₅, P₂O₅, Mn₂O₇, CrO₃, κ.ά. Συνήθως έχουν στο μόριό τους διπλό δεσμό όπως π.χ. το CO₂ που έχει σύνταξη O=C=O. Υπάρχουν όμως και όξινα οξείδια με απλούς δεσμούς. Στα οξείδια του τύπου Σ₂Ο, οι δεσμοί Σ-Ο-Σ σχηματίζουν γωνία η τιμή της οποίας εξαρτάται από το είδος του στοιχείου Σ. Τα όξινα οξείδια μπορούν να προκύψουν με απόσπαση νερού από τα οξέα π.χ. H₂SO₄ - H₂Ο → SO₃ γι' αυτό λέγονται και ανυδρίτες οξέων. Τα οξείδια αυτά λέγονται και όξινα ή οξεογόνα γιατί πολλά από αυτά αντιδρούν με το νερό και δίνουν τα αντίστοιχα οξέα π.χ. Ν₂Ο₅ + H₂Ο → 2HNO₃. Εξαίρεση αποτελούν οι δυσδιάλυτοι ανυδρίτες SiO₂, B₂O₃ που δεν αντιδρούν με νερό. Τα όξινα οξείδια είναι οξέα κατά Lewis είτε βρίσκονται σε υδατικό διάλυμα είτε όχι. Όμως είναι οξέα κατά Arrhenius και Brönsted-Lowry μόνο σε υδατικό διάλυμα.

Κρυσταλλικό μοντέλο οξειδίου του καλίου, K₂O

• Οξείδια μετάλλων ή ανυδρίτες βάσεων ή βασικά ή ιονικά ή μεταλλικά οξείδια. Είναι τα κανονικά οξείδια μετάλλων όπου το μέταλλο έχει α.ο. +1 ή +2 π.χ. K₂O, CaO, BaO κ.ά. Λέγονται και ανυδρίτες βάσεων γιατί προκύπτουν από τα υδροξείδια των αντίστοιχων μετάλλων με αφαίρεση νερού π.χ. Ca(OH)₂ - H₂Ο → CaO. Τα οξείδια Li₂O, Na₂O, K₂O, CaO, BaO, MgO αυτά λέγονται και βασεογόνα γιατί αντιδρούν με το νερό και δίνουν τις αντίστοιχες βάσεις : K₂Ο + H₂Ο → 2KOH. Τα βασικά οξείδια είναι βάσεις κατά Lewis και Brönsted-Lowry είτε βρίσκονται σε υδατικό διάλυμα είτε όχι. Όμως είναι βάσεις κατά Arrhenius μόνο σε υδατικό διάλυμα. Ο σχηματισμός ενός μεταλλικού οξειδίου απαιτεί αρκετή ενέργεια (> 1000 KJ/mol) και η ευστάθειά τους οφείλεται στη μεγάλη τιμή της ενέργειας του κρυσταλλικού πλέγματος.
• Επαμφοτερίζοντα οξείδια. Είναι ορισμένα κανονικά οξείδια μετάλλων τα οποία όταν υποστούν επεξεργασία με κάποιο οξύ, συμπεριφέρονται ως βάσεις και όταν υποστούν κατεργασία με βάση τότε συμπεριφέρονται ως οξέα.
• Ουδέτερα οξείδια. Αυτά δεν αντιδρούν με το νερό για να δώσουν οξέα ή βάσεις, ούτε προέρχονται απ' αυτές τις ενώσεις με αφαίρεση νερού. Ένα τέτοιο οξείδιο είναι το CO. ΄Αλλα είναι τα υποξείδια (π.χ. Ν₂Ο), τα υπεροξείδια (π.χ. Νa₂Ο₂) και τα μικτά οξείδια.

Ονοματολογία οξειδίων

Κατά το 18° αιώνα, τα οξείδια ονομάζονταν πυρίτια επειδή παράγονταν κατά τη διαδικασία της πύρωσης. Αργότερα ονομάστηκαν οξείδια.

Κανονικά οξείδια

• Μετάλλων. Όνομα : "Οξείδιο του μετάλλου". Π.χ. Na₂Ο = οξείδιο του νατρίου, CaO = οξείδιο του ασβεστίου, FeO = οξείδιο του σιδήρου (ΙΙ), Fe₂O₃ = οξείδιο του σιδήρου (ΙΙΙ), CrO₃ = οξείδιο του χρωμίου (VI) κ.ά. Έτσι ονομάζονται και τα οξείδια που είναι μακρομοριακές ενώσεις π.χ. [MgO]_n = οξείδιο του μαγνησίου, [SiO₂]_n = οξείδιο του πυριτίου κ.ά.

Σύνταξη και μήκη δεσμών στο N₂O

Γωνίες και μήκη δεσμών στο Ο₂F₂

• Αμετάλλων. Όνομα : "ΧΧΧοξείδιο του αμετάλλου" όπου ΧΧΧ = αριθμός ατόμων οξυγόνου στο μόριο του οξειδίου. Π.χ. CO = μονοξείδιο του άνθρακα, SO₂ = διοξείδιο του θείου, N₂O₃ = τριοξείδιο του αζώτου, Sb₂O₄ = τετροξείδιο του αντιμονίου, P₂O₅ = πεντοξείδιο του φωσφόρου, Cl₂O₇ = επτοξείδιο του χλωρίου κ.ά.

Υποξείδια

Μόνο το Ν₂Ο ονομάζεται σήμερα υποξείδιο ή πρωτοξείδιο του αζώτου ή και ιλαρυντικό αέριο.

Υπεροξείδια

Όνομα : "Υπεροξείδιο του στοιχείου". Π.χ. Η₂Ο₂ = υπεροξείδιο υδρογόνου, Na₂O₂ = υπεροξείδιο του νατρίου, BaO₂ = υπεροξείδιο του βαρίου, O₂F₂ = υπεροξείδιο του φθορίου.

Μικτά ή σύνθετα οξείδια

Όνομα : "Επιτεταρτοξείδιο του στοιχείου". Π.χ. Fe₃O₄ = επιτεταρτοξείδιο του σιδήρου κ.ά.

Γενικές μέθοδοι παρασκευής οξειδίων

• Με απευθείας σύνθεση από τα στοιχεία τους π.χ. C + O₂ ⟶ CO₂, 2Na + O₂ ⟶ Na₂O₂, 3Fe + 2O₂ ⟶ Fe₃O₄.
• Με θέρμανση και απόσπαση νερού από οξύ π.χ. H₂SO₄ + P₂O₅ ⟶ SO₃ + 2HPO₃
• Με απόσπαση νερού από υδροξείδιο μετά από θέρμανση π.χ. Al(OH)₃ ⟶ Al₂O₃ + 3H₂O
• Με την αντίδραση "στοιχείο + νερό ⟶ οξείδιο + Η₂" π.χ. C + H₂Ο ⟶ CO + H₂
• Με θερμική διάσπαση ορισμένων αλάτων π.χ. CaCO₃ ⟶ CaO + CO₂
• Με την αντίδραση "οξείδιο + Ο₂ ⟶ νέο οξείδιο" όπου στο νέο οξείδιο το στοιχείο έχει μεγαλύτερο α.ο. από το παλιό π.χ. NO + 1/2 O₂ ⟶ NO₂, BaO + 1/2 O₂ ⟶ BaO₂, SO₃ + 1/2 O₂ ⟶ SO₃
• Με επίδραση οξέος σε άλας π.χ. Ca₃(PO₄) + 3SiO₂ ⟶ 3CaSiO₃ + P₂O₅
• Τα ΝΟ, ΝΟ₂ και SO₂ παρασκευάζονται και με αντιδράσεις οξείδωσης στοιχείων από πυκνό και αραιό ΗΝΟ₃ και πυκνό-θερμό H₂SO₄ π.χ. S + 2H₂SO₄ ⟶ 3SO₂ + 2H₂O, 3Cu + 8HNO₃(αραιό) ⟶ 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O, Zn + 4HNO₃ (πυκνό) ⟶ Zn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Χημική συμπεριφορά - Αντιδράσεις οξειδίων

Στις αντιδράσεις που ακολουθούν και αναφέρονται άλατα, θεωρούμε ότι αυτά είναι ουδέτερα και όχι όξινα.

Αντιδράσεις ανυδριτών οξέων

• "Ανυδρίτης οξέος + Η₂Ο ⟶ οξύ" π.χ. SO₃ + H₂Ο ⟶ H₂SO₄.
• "Ανυδρίτης οξέος + NH₃ + H₂Ο ⟶ άλας" π.χ. CO₂ + 2NH₃ + H₂Ο ⟶ (NH₄)₂CO₃.
• "Ανυδρίτης οξέος + ανυδρίτης βάσης ⟶ άλας" π.χ. CuO + N₂O₅ ⟶ Cu(NO₃)₂.
• "Ανυδρίτης οξέος + βάση ⟶ άλας + Η₂Ο" π.χ. N₂O₅ + 2KOH ⟶ 2KNO₃ + H₂O.
• "Ανυδρίτης οξέος + άλας ⟶ νέο άλας + νέος ανυδρίτης" π.χ. SiO₂ + K₂SO₄ ⟶ K₂SiO₃ + SO₃.
• Θερμικές διασπάσεις. Το SO₃ διασπάται σε θερμοκρασία > 900 °C : 2SO₃ ⟶ 2SO₂ + O₂. Από τα διάφορα οξείδια του αζώτου, το σταθερότερο είναι το ΝΟ που αρχίζει να διασπάται σε θερμοκρασία > 1000 °C. Τα άλλα οξείδια του αζώτου διασπώνται σε χαμηλές σχετικά θερμοκρασίες προς διάφορα προϊόντα. Τα περισσότερα όμως οξείδια των αμετάλλων είναι γενικά σταθερά στη θέρμανση.

Αντιδράσεις ανυδριτών βάσεων

• "Ανυδρίτης (ευδιάλυτης) βάσης + Η₂Ο ⟶ βάση" π.χ. Na₂Ο + H₂Ο ⟶ 2NaOH.
• "Ανυδρίτης βάσης + οξύ ⟶ άλας + Η₂Ο" π.χ. 3BaO + 2H₃PO₄ ⟶ Ba₃(PO₄)₂ + 3H₂O.
• "Ανυδρίτης βάσης + άλας + H₂Ο ⟶ νέο άλας + βάση" π.χ.K₂SO₄ + CaO + H₂Ο ⟶ CaSO₄ + 2KOH.
• Θερμικές διασπάσεις. Τα οξείδια του υδραργύρου (Hg), του αργύρου (Ag), του CuO, του Μn, του Pb(IV) μετατρέπονται σε Hg (στους 400 °C), Ag (στους 300 °C), Cu₂Ο (στους 1000 °C), Mn₃O₄ (στους 530 °C) και PbO (στους 300 °C) αντίστοιχα.

Αντιδράσεις άλλων οξειδίων

• Επίδραση νερού στα ΝΟ₂, Na₂O₂, CO : 3NO₂ + H₂Ο ⟶ 2HNO₃ + NO, Na₂O₂ + H₂Ο ⟶ 2NaOH + 1/2 O₂ και CO + H₂Ο ⇄ CO₂ + H₂.
• Επίδραση οξυγόνου σε οξείδια που περιέχουν στοιχείο με κατώτερο α.ο. π.χ. , CO + 1/2 O₂ ⟶ CO₂.
• Αντικατάσταση μετάλλου ή αμετάλλου από μέταλλο ή από υδρογόνο π.χ. Cr₂O₃ + 2Al ⟶ Al₂O₃ + 2Cr, CuO + H₂ ⟶ Cu + H₂O, CO₂ + Mg ⟶ 2MgO + C.
• Επίδραση όζοντος (Ο₃) στο SO₂ (O₃ + SO₂ + H₂Ο ⟶ H₂SO₄ + O₂), στο FeO (2FeO + O₃ ⟶ Fe₂O₃ + O₂), στο Cu₂Ο (Cu₂Ο + O₃ ⟶ 2CuO + O₂), στο H₂O₂ (H₂O₂ + O₃ ⟶ 2O₂ + H₂O).
• Αντιδράσεις του μονοξειδίου του άνθρακα (CO). Στους 300 °C παρουσία καταλύτη Ni : CO + 3H₂ ⟶ CH₄ (μεθάνιο) + H₂O, ενώ στους 400 °C, 200 Atm παρουσία οξειδίων Zn και Cr(III) : CO + 2H₂ ⟶ CH₃OH (μεθανόλη). Παρουσία φωτός : CO + Cl₂ ⟶ COCl₂ (φωσγένιο). Στους 40 °C : 4CO + Ni ⟶ Ni(CO)₄ (τετρακαρβονύλιο νικελίου). Στους 160 °C και σε πίεση 6 - 8 Atm : CO + NaOH ⟶ HCOONa (μεθανικό νάτριο).
• Θερμικές διασπάσεις υπεροξειδίων : Η₂Ο₂ ⟶ Η₂Ο + 1/2 Ο₂.

Ηλεκτρόλυση τήγματος μεταλλικού οξειδίου

Η ηλεκτρόλυση τήγματος μεταλλικού οξειδίου αποτελεί μέθοδο παραγωγής μετάλλων τα οποία ελευθερώνονται στην κάθοδο, ενώ στην άνοδο ελευθερώνεται το Ο₂. Χαρακτηριστικό παράδειγμα αποτελεί η παραγωγή Al από ηλεκτρόλυση τήγματος Al₂O₃ (σε μείγμα με κρυόλιθο) μέσα σε σιδερένια δοχεία με εσωτερική επένδυση γραφίτη που αποτελεί την κάθοδο. Η άνοδος είναι σύστημα ράβδων άνθρακα.

Φυσική κατάσταση - Διαλυτότητα - Χρήσεις οξειδίων

Η φυσική κατάσταση (στερεό, υγρό, αέριο), η διαλυτότητα στο νερό καθώς και οι σημαντικότερες χρήσεις ορισμένων οξειδίων φαίνονται στον παρακάτω πίνακα

Χημικός τύπος οξειδίου	Φυσική κατάσταση	Διαλυτότητα στο νερό	Χρήσεις
Οξείδια μετάλλων	Στερεά	Όχι	Υαλουργία, φαρμακευτική, μπαταρίες
Na2Ο2	Στερεό	Ναι	Παραγωγή οξυγόνου, οξειδωτικό, λευκαντικό.
BaΟ	Στερεό	Ναι	Παραγωγή Ba(OH)2
Na2O	Στερεό	Ναι	Υαλουργία, παραγωγή NaOH
CaO	Στερεό	Λίγο	Κονιάματα, ξηραντικό, παραγωγή χλωρασβέστου και ανθρακασβεστίου
MgO	Στερεό	Λίγο	Πυρίμαχα τούβλα, χωνευτήρια, ελαφρύ καθαρτικό
CO, ΝΟ, N2O, NO2	Αέρια	Όχι	Το CO ως καύσιμο και στη μεταλλουργία, τα οξείδια του αζώτου στην παραγωγή οξέων
SO2	Αέριο	Ναι	Ψυκτικό, λευκαντικό, αντισηπτικό και στην παραγωγή θειικού οξέος.
NO2, Ν2Ο3	Υγρά	Ναι	Παραγωγή νιτρικού οξέος
SiO2	Στερεό	Όχι	Παρασκευή οπτικών οργάνων, οικοδομική, δυναμίτιδα
CO2	Αέριο	Λίγο	Αναψυκτικά,πυροσβεστήρες, ψυκτικό
Η2Ο2	Υγρό	Ναι	Λευκαντικό, αντισηπτικό, το οξυζενέ περιέχει 3% κ.β.

Πηγές

• Γιαννακουδάκης Δ. Α. "Φυσική Χημεία Καταστάσεων της Ύλης και Θερμοδυναμική", Θεσσαλονίκη 1986.
• Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Στοιχεία Ανόργανης Χημείας", Έκδοση 14η, Αθήνα 1984.
• Γιαννακουδάκης Δ. Α. "Φυσική Χημεία Ιονικών και Ηλεκτροδιακών Δράσεων", Θεσσαλονίκη 1986.
• Γιαννακουδάκης Δ. Α. "Φυσική Χημεία Ομογενών και Ετερογενών Συστημάτων", Θεσσαλονίκη 1986.
• Βάρβογλης Α. "Χημεία Οργανικών Ενώσεων", Θεσσαλονίκη 1986.
• Morrison R. T., Boyd R. N. "Οργανική Χημεία" Τόμοι 1ος,2ος,3ος, Μετάφραση:Σακαρέλλος-Πηλίδης-Γεροθανάσης, Ιωάννινα 1991.
• Τοσσίδης Ι. "Χημεία Ενώσεων Συναρμογής", Θεσσαλονίκη 1986.
• Μανουσάκης Γ.Ε. "Γενική και Ανόργανη Χημεία", Τόμοι 1ος και 2ος, Θεσσαλονίκη 1981.