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Fantastische Veränderungen bei Metalloxiden: Wissen Sie, wie man Metalle aus Erzen gewinnt?
Oxide beziehen sich auf Verbindungen, die in ihrer chemischen Formel mindestens ein Sauerstoffatom und andere Elemente enthalten. Das Oxid selbst ist ein Zustand von Sauerstoffionen mit einer Nettoladung von -2. Der Oxidationszustand von Sauerstoff in seiner chemischen Formel ist -2. Die Erdkruste besteht größtenteils aus Oxiden, und selbst Materialien, die als reine Elemente gelten, bilden häufig Oberflächenfilme aus Oxiden. Beispielsweise bildet Aluminiumfolie in einer oxidierenden Umgebung eine dünne Schicht aus Al2O3 (eine sogenannte Passivierungsschicht), um sie vor weiterer Oxidation zu schützen.
Die Entstehungswege von Oxiden sind sehr vielfältig und stehen in engem Zusammenhang mit fast allen Elementen.
Der Entstehungsprozess von Metalloxiden
Die Bildung von Metalloxiden geht häufig mit der Zersetzung anderer Metallverbindungen wie Carbonaten, Hydroxiden und Nitraten einher. Nehmen wir als Beispiel die Herstellung von Kalziumoxid: Wenn Kalziumkarbonat (Kalkstein) erhitzt und zersetzt wird, wird Kohlendioxid freigesetzt:
CaCO3 → CaO + CO2
In einer Sauerstoffatmosphäre reagieren fast alle Elemente beim Erhitzen mit Sauerstoff, was zu einer Oxidationsreaktion führt. Beispielsweise verbrennt Zinkpulver an der Luft und erzeugt Zinkoxid:
2 Zn + O2 → 2 ZnO
Beim Raffinieren von Metallen aus Erzen entstehen häufig Oxide durch das Rösten von Metallsulfiderzen. Am Beispiel von Molybdänerz (MoS2) wird es nach dem Rösten in Molybdäntrioxid umgewandelt, das die Vorstufe fast aller Molybdänverbindungen ist:
2 MoS2 + 7 O2 → 2 MoO3 + 4 SO2
Edelmetalle wie Gold und Platin werden wegen ihrer Beständigkeit gegenüber direkter chemischer Bindung mit Sauerstoff geschätzt.
Vielfalt der Nichtmetalloxide
Unter den Nichtmetalloxiden sind Kohlendioxid und Kohlenmonoxid die wichtigsten und häufigsten. Die Bildung dieser Stoffe erfolgt durch vollständige oder teilweise Oxidation von Kohlenstoff oder Kohlenwasserstoffen. In Abwesenheit von Sauerstoff entsteht Kohlenmonoxid:
CH4 + 3/2 O2 → CO + 2 H2O
In einer Umgebung mit überschüssigem Sauerstoff entsteht Kohlendioxid:
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
Es ist relativ schwierig, Stickstoff in Oxide umzuwandeln, aber bei der Verbrennung von Ammoniak kann Stickoxid entstehen, das weiter mit Sauerstoff zu Stickstoffdioxid reagiert.
Strukturen und Reaktionen von Oxiden
Die Strukturen von Oxiden reichen von einzelnen Molekülen bis hin zu polymeren und kristallinen Strukturen. Feste Oxide haben normalerweise die Struktur von Polymeren, und während die meisten Metalloxide kristalline Feststoffe sind, sind viele Nichtmetalloxide Moleküle. Beispiele für molekulare Oxide sind Kohlendioxid und Kohlenmonoxid.
Die Reduktionsreaktion von Oxiden wird häufig bei der Herstellung bestimmter Metalle eingesetzt. Viele Metalloxide können durch Erhitzen zu Metallen reduziert werden. Nehmen wir als Beispiel Silberoxid, es zersetzt sich bei 200°C:
2 Ag2O → 4 Ag + O2
Am häufigsten werden Metalloxide durch Reaktion mit chemischen Reagenzien reduziert. Ein häufig verwendetes Reduktionsmittel ist Kohlenstoff in Form von Koks. Beispielsweise umfasst der Schmelzprozess von Eisenerz mehrere Reaktionen, und die vereinfachte Gleichung lautet wie folgt:
2 Fe2O3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO2
Die Auflösung von Oxiden verbessert häufig die Metallrückgewinnung und -nutzung.
Mit der Vertiefung der wissenschaftlichen Forschung verbessert sich auch unser Verständnis von Oxiden. Dies ist nicht nur für die Materialwissenschaften wichtig, sondern spielt auch in Bereichen wie Katalyse, Energiespeicherung und Umweltpolitik eine wichtige Rolle. Für welche neuen Technologien können wir diese Informationen nutzen, wenn wir unser Wissen über Metalloxide vertiefen?
