Οξείδιο

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 : 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.

 Τα οξείδια ταξινομούνται με διάφορα κριτήρια : 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.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 Ο22- 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). Ταξινομούνται γενικά σε τέσσερις μεγάλες κατηγορίες : 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.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. Κατά το 18° αιώνα, τα οξείδια ονομάζονταν πυρίτια επειδή παράγονταν κατά τη διαδικασία της πύρωσης. Αργότερα ονομάστηκαν 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.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. Μόνο το Ν2Ο ονομάζεται σήμερα υποξείδιο ή πρωτοξείδιο του αζώτου ή και ιλαρυντικό αέριο. Όνομα : "Υπεροξείδιο του στοιχείου". Π.χ. Η2Ο2 = υπεροξείδιο υδρογόνου, Na2O2 = υπεροξείδιο του νατρίου, BaO2 = υπεροξείδιο του βαρίου, O2F2 = υπεροξείδιο του φθορίου. Όνομα : "Επιτεταρτοξείδιο του στοιχείου". Π.χ. Fe3O4 = επιτεταρτοξείδιο του σιδήρου κ.ά. 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 Στις αντιδράσεις που ακολουθούν και αναφέρονται άλατα, θεωρούμε ότι αυτά είναι ουδέτερα και όχι όξινα. "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. "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. 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. 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. Η φυσική κατάσταση (στερεό, υγρό, αέριο), η διαλυτότητα στο νερό καθώς και οι σημαντικότερες χρήσεις ορισμένων οξειδίων φαίνονται στον παρακάτω πίνακα 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.