Ossido

Un ossido è un composto chimico binario che si ottiene dalla reazione dell'ossigeno su di un altro elemento, così che la sua formula chimica contenga almeno un atomo di ossigeno e uno dell'altro elemento^[1]. Nel XVII secolo erano compresi nelle arie, nel XVIII secolo erano conosciuti genericamente come calci, mentre si è passati al termine attuale dopo Lavoisier e la scoperta dell'ossigeno. Gli ossidi sono estremamente diffusi sulla superficie terrestre, e sono i costituenti base di molti minerali: per esempio, la magnetite è un ossido misto di ferro, e la silice è un ossido di silicio.

Gli ossidi basici vengono formati dal legame tra un metallo e l'ossigeno e reagendo con l'acqua danno luogo a idrossidi, comportandosi come basi.

Tutti i metalli alcalini e i metalli alcalino terrosi hanno solo un numero di ossidazione, cioè formano esclusivamente un ossido ciascuno ed esso è sempre basico: perciò secondo la nomenclatura IUPAC, questi ossidi vengono identificati come "ossido di..." seguito dal nome dell'elemento. Ad esempio Na₂O è un ossido basico e secondo la nomenclatura IUPAC sarà chiamato semplicemente ossido di sodio.

Se invece l'elemento ha più numeri di ossidazione, come nel caso dei metalli di transizione e dei non metalli soprattutto dal terzo periodo in poi, di norma esso si comporta come basico se il suo numero di ossidazione è compreso tra 0 e +3: per esempio il cromo, il manganese possono anche formare ossidi acidi pur essendo metalli, mentre il carbonio e lo zolfo possono formare ossidi basici pur essendo non metalli. Si noti però che con ciascun numero di ossidazione questi quattro elementi hanno un unico comportamento possibile: diverso è il caso degli ossidi anfoteri.

Gli ossidi acidi (anidridi nella nomenclatura tradizionale) sono formati generalmente dal legame tra un non metallo e l'ossigeno.^[2] Gli ossidi acidi reagendo con l'acqua formano un ossiacido, comportandosi quindi in soluzione come un acido.

In prima approssimazione si formano dall'ossidazione di un non metallo; in realtà ciò contraddice il comportamento basico osservato in particolari ossidi di non metalli come il monossido di carbonio, gli ossidi basici dello zolfo, il biossido di stagno, e non spiegherebbe il fatto che anche alcuni ossidi di metalli di transizione come l'ossido di zirconio e gli ossidi di molibdeno hanno comportamento acido.

Si arriva perciò parallelamente a quanto stabilito per gli ossidi basici al criterio empirico che per gli ossidi acidi il numero di ossidazione sia maggiore o uguale a +3, tenendo però presente che esistono ancora eccezioni come il monossido di dicloro. Il comportamento acido è comunque per ogni elemento in generale tanto più marcato e puro quanto più è alto il numero di ossidazione, come nel caso del cloro.

Gli ossidi possono avere in realtà comportamento anfotero anche secondo Arrhenius, specie quando il numero di ossidazione è nell'intorno di +3: è il caso in particolare dell'ossido di zinco^[3], che reagisce in modo differente in base al pH della soluzione,

• Soluzione acida: ${\displaystyle {\ce {ZnO\ +\ 2HCl->ZnCl2\ +\ H2O}}}$
• Soluzione basica: ${\displaystyle {\ce {ZnO \ + \ 2NaOH \ + H2O -> Na2^{2+}[Zn(OH)4]^{2-}}}}$

come anche del monossido di piombo:

• Soluzione acida: ${\displaystyle {\ce {PbO\ +\ 2HCl->PbCl2\ +\ H2O}}}$
• Soluzione basica: ${\displaystyle {\ce {PbO\ +\ Ca(OH)2\ +\ H2O->Ca^{2+}[Pb(OH)4]^{2-}}}}$

e anche notevolmente dell'ossido di alluminio. Altri elementi che formano ossidi anfoteri sono silicio, titanio, vanadio, ferro, cobalto, germanio, zirconio, argento, stagno, oro^[4]. Per convenzione i composti che formano reagendo con l'acqua si inseriscono negli idrossidi, poiché esistono maggiori analogie come la solubilità che è piuttosto bassa. Anche questi però, non bisogna dimenticare, hanno carattere anfotero: per esempio si osservi come l'Idrossido di alluminio reagisca in

• Soluzione acida: ${\displaystyle {\ce {Al(OH)3 \ + \ 3HCl -> AlCl3 \ + \ 3H2O}}}$
• Soluzione basica: ${\displaystyle {\ce {Al(OH)3\ +\ NaOH->Na[Al(OH)4]}}}$

o anche l'idrossido di berillio:

• Soluzione acida: ${\displaystyle {\ce {Be(OH)2 \ + \ 2HCl -> BeCl2 \ + \ 2H2O}}}$
• Soluzione basica: ${\displaystyle {\ce {Be(OH)2 \ + \ 2NaOH -> Na2Be(OH)4}}}$

La nomenclatura IUPAC è molto semplice e dipende unicamente da due fattori: dalla quantità di atomi di ossigeno e dell'elemento nella formula bruta, inserita sotto forma di prefissi derivanti dai numeri in greco.

Il rame, ha come numeri di ossidazione +1 e +2. Avremo di conseguenza per Cu₂O il nome monossido di dirame e per CuO il nome monossido di rame, mentre per N₂O₃ il nome è triossido di diazoto, per N₂O₅ il nome è pentossido di diazoto.

Nella nomenclatura classica ormai in disuso gli ossidi erano molto più macchinosamente e arbitrariamente distinti in base al comportamento: quelli reputati sempre basici erano detti propriamente «ossidi» mentre quelli reputati generalmente acidi erano detti «anidridi», termine che invece viene oggi utilizzato in senso più specifico.^[5]

Qui gli ossidi sono nominati in funzione del numero di atomi di ossigeno della molecola e della valenza dell'atomo del metallo nel suo stato di ossidazione più elevato. Ciò rende facilmente prevedibili le formule chimiche degli ossidi dei vari elementi chimici. Anche la formula chimica di O₄, tetraossigeno, è prevedibile come elemento del gruppo 16. Un'eccezione è il rame, per il quale l'ossido dello stato di ossidazione più alto è l'ossido del rame (II) e non l'ossido del rame (I). Un'altra eccezione è il fluoruro, che non esiste come ci si potrebbe aspettare – come F₂O₇ – ma come OF₂ (difluoruro di ossigeno).^[6]

Poiché il fluoro è più elettronegativo dell'ossigeno, il difluoruro di ossigeno non rappresenta un ossido di fluoro, ma rappresenta invece un fluoruro di ossigeno.

Nel caso di elementi con diversi numeri di ossidazione basici, che quindi possono dare diversi ossidi, si usava la desinenza «-oso» per il più basso, e quello «-ico» per il più alto. Se il metallo ha un solo numero di ossidazione il composto si nomina scrivendo «ossido di» + nome del metallo.^[5] Era però anche possibile utilizzare prefissi^[5] come: «sottossido» con un atomo di ossigeno con metallo monovalente, nessun suffisso per un atomo di ossigeno con metallo bivalente, «sesquiossido» con tre atomi di ossigeno e metallo trivalente, «biossido» con due atomi di ossigeno e metallo tetravalente.

Per le anidridi di elementi con un solo numero di ossidazione acido, il termine è seguito dal nome dell'elemento e dalla desinenza «-ica». Ad esempio il triossido di boro B₂O₃, nella nomenclatura tradizionale, è chiamato «anidride borica», e il biossido di carbonio, in cui il carbonio ha ossidazione +4, è chiamato «anidride carbonica» mentre nel CO il carbonio avendo ossidazione +2 basica si chiamava ossido di carbonio.

Se i numeri di ossidazione acidi sono due, si usava il suffisso «-osa» per quello minore^[5]. Come nel caso dello zolfo:

• ${\displaystyle {\ce {SO}}}$ → ossido solforico (+2);
• ${\displaystyle {\ce {SO2}}}$ → anidride solforosa (+4);
• ${\displaystyle {\ce {SO3}}}$ → anidride solforica (+6).

Se fossero stati tre numeri di ossidazione acidi, per il minore avremmo introdotto anche il prefisso «ipo-» oltre al suffisso «-osa»; con quattro, avremmo introdotto una quarta forma con prefisso «per-» oltre al suffisso «-ica».^[5] È il caso del manganese e del cloro:

• ${\displaystyle {\ce {Cl2O}}}$ → anidride ipoclorosa (+1);
• ${\displaystyle {\ce {Cl2O3}}}$ → anidride clorosa (+3);
• ${\displaystyle {\ce {Cl2O5}}}$ → anidride clorica (+5);
• ${\displaystyle {\ce {Cl2O7}}}$ → anidride perclorica (+7).

Infine, casi particolari sono costituiti dai perossidi e dai superossidi.

• Wikizionario contiene il lemma di dizionario «ossido»
• Wikimedia Commons contiene immagini o altri file su ossido

• ossido, su Treccani.it – Enciclopedie on line, Istituto dell'Enciclopedia Italiana.
• (EN) Steven S. Zumdahl, oxide, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.

V · D · M Ossidi

D2O H2O                                 He Li2O BeO   B2O3 CO CO2 C2O3 NO · NO2 N2O · N2O3 N2O4 · N2O5 O F2O Ne Na2O MgO   Al2O3 SiO SiO2 PO · P2O3 P2O4 · P4O10 SO2 SO3 ClO2 · Cl2O Cl2O3 · Cl2O4 Cl2O6 · Cl2O7 Ar K2O CaO Sc2O3 TiO Ti2O3 TiO2 V2O3 VO2 V2O5 CrO · Cr2O3 CrO2 · CrO3 MnO · Mn3O4 Mn2O3 · Mn5O8 MnO2 · MnO3 Mn2O7 FeO Fe2O3 Fe3O4 CoO Co3O4 Co2O3 NiO Cu2O CuO ZnO Ga2O Ga2O3 GeO GeO2 As2O3 As2O5 SeO2 SeO3 BrO2 Br2O3 Br2O5 Kr Rb2O SrO Y2O3 ZrO2 NbO NbO2 MoO2 MoO3 Mo2O3 Tc2O7 Ru2O3 · RuO2 RuO3 · RuO4 Rh2O3 RhO2 PdO AgO CdO In2O3 SnO SnO2 Sb2O3 TeO TeO2 TeO3 I2O4 · I2O5 I2O6 · I4O9 XeO3 Cs2O3 BaO * HfO2 Ta2O5 W2O3 · WO2 WO3 · W2O5 ReO2 ReO3 Re2O7 OsO2 OsO4 IrO2 IrO4 PtO2 Au2O3 Hg2O HgO Tl2O Tl2O3 PbO PbO2 Pb3O4 Bi2O3 BiO2 Bi2O5 PoO PoO2 PoO3 At Rn Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og     ↓   * La2O3 Ce2O3 Ce3O4 CeO2 Pr2O3 PrO2 Pr6O11 Nd2O3 Pm2O3 Sm2O3 Eu2O3 Gd2O3 Tb2O3 Tb4O7 TbO2 Dy2O3 Ho2O3 Er2O3 Tm2O3 Yb2O3 Lu2O3   ** Ac2O3 ThO ThO2 PaO2 Pa2O5 UO2 · U2O5 U3O8 · UO3 UO4 · UO6 NpO2 PuO2 Am2O3 AmO2 Cm2O3 CmO2 Bk2O3 Cf2O3 CfO2 Es Fm Md No Lr

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