Sauerstoffverbindungen

Bei den Sauerstoffverbindungen unterscheidet man

• Oxide - $\stackrel {+1}M_2\stackrel {-2}O$,
  die mit anti-Fluoritstruktur ($CaCl_2$) auftreten:

  Abbildung 8: Fluorit-Typ

  

  Die Oxide sind relativ stabil und zersetzen sich erst oberhalb von 500$^\circ$C .
  

  $Li_2O$ und $Na_2O$ sind weiss, $K_2O$ gelblich, $Rb_2O$ gelb und $Cs_2O$ orange.

• Peroxide - $\stackrel {+1}M_2\stackrel {-1}O_2$
  

  $Na_2O_2$ entsteht beim Verbrennen von Natrium in Sauerstoff

  $$2Na + O_2 \longrightarrow Na_2O_2 \qquad \Delta H^\circ = -505~kJ mol^{-1}$$

  und ist bis 500$^\circ$C thermisch stabil. Das kräftige Oxidationsmittel wird zum Bleichen eingesetzt. Seine wässrigen Lösungen sind alkalisch

  $$O_2^{~2-} + H_2O \longrightarrow 2OH^- + H_2O_2.$$

  Mit oxidierbaren Stoffen kann es unter Explosion reagieren!
  Die Peroxide bilden mit Säuren oder $H_2O$ Wasserstoffperoxid $H_2O_2$ und mit $CO_2$ Sauerstoff $O_2$.

• Hyperoxide - $\stackrel {+1}M\stackrel {-1/2}O_2$
  $$K + O_2 \longrightarrow KO_2 \qquad \Delta H^\circ = -285~ kJ mol^{-1}$$

  Thermodynamisch stabile Hyperoxide bilden nur K (orange), Rb (dunkelbraun) und Cs (orange). Sie kristallisieren mit der $CaC_2-$Struktur

  Abbildung 9: Struktur von MeO$_2$ (Me = K, Rb,Cs)

  

• Ozonide - $\stackrel {+1}M\stackrel {-1/3}O_3$ Sie enthalten das paramagnetische Anion $O_3^{~-}$.
• Suboxide - $\stackrel {+2/7}{Cs}_7\stackrel {-2}O, \stackrel {+1/2}{Cs_4}\stackrel {-2}O$, $\stackrel {+6/11}{Cs_{11}}\stackrel {-2}O_3$
  Die Suboxide sind metallische Leiter. $Cs_{11}O_3$ hat eine geringere Ionisierungsenergie als Cs!

Tabelle 5: Energieniveauschema der Molekülorbitale von Peroxid O$^{2-}_2$, Hyperoxid O$^-_2$, Triplett-Sauerstoff $^3$O$_2$ und Disauerstoff (1+)O$^+_2$.