Názvy, typy, vlastnosti a príklady oxidov

oxidy sú to rodina binárnych zlúčenín, kde sú interakcie medzi prvkom a kyslíkom. Oxid má teda veľmi všeobecný vzorec typu EO, kde E je ľubovoľný prvok.

V závislosti od mnohých faktorov, ako je elektronická povaha E, jeho iónový polomer a jeho valencie, sa môžu tvoriť rôzne typy oxidov. Niektoré sú veľmi jednoduché a iné, ako Pb₃O₄, (nazývané minium, arcazón alebo červené olovo) sú zmiešané; to znamená, že sú výsledkom kombinácie viac ako jedného jednoduchého oxidu.

Ale zložitosť oxidov môže ísť ďalej. Existujú zmesi alebo štruktúry, v ktorých môže zasiahnuť viac než jeden kov, a kde okrem toho nie sú podiely stechiometrické. V prípade Pb₃O₄, pomer Pb / O sa rovná 3/4, z ktorých sú čitateľ aj menovateľ celé čísla.

V nestechiometrických oxidoch sú podiely desatinné čísla. E_0.75O_1.78, je príklad hypotetického nestechiometrického oxidu. Tento jav sa vyskytuje u takzvaných oxidov kovov, najmä u prechodných kovov (Fe, Au, Ti, Mn, Zn, atď.).

Existujú však oxidy, ktorých vlastnosti sú omnoho jednoduchšie a diferencovateľnejšie, ako iónový alebo kovalentný charakter. V tých oxidoch, kde prevláda iónový charakter, budú tvorené katiónmi E⁺ a anióny O^2-; a tie čisto kovalentné, jednoduché (E-O) alebo dvojité (E = O) väzby.

Čo diktuje iónový charakter oxidu je rozdiel elektronegativity medzi E a O. Keď E je veľmi elektropozitívny kov, potom EO bude mať vysoký iónový charakter. Zatiaľ čo ak E je elektronegatívne, menovite nekovový, jeho EO oxid bude kovalentný.

Táto vlastnosť definuje mnoho ďalších, ktoré vykazujú oxidy, rovnako ako ich schopnosť tvoriť zásady alebo kyseliny vo vodnom roztoku. Odtiaľ vznikajú tzv. Zásadité a kyslé oxidy. Tí, ktorí sa nechcú správať, alebo ktorí vykazujú obidve vlastnosti, sú neutrálni alebo amfoterní oxidy.

index

• 1 Nomenklatúra
  • 1.1 Systematická nomenklatúra
  • 1.2 Názvoslovie zásob
  • 1.3 Tradičná nomenklatúra
• 2 Typy oxidov
  • 2.1 Základné oxidy
  • 2.2 Oxidy kyselín
  • 2.3 Neutrálne oxidy
  • 2.4 Amfoterné oxidy
  • 2.5 Zmiešané oxidy
• 3 Vlastnosti
• 4 Ako sa tvoria?
• 5 Príklady oxidov
  • 5.1 Oxidy prechodných kovov
  • 5.2 Ďalšie príklady
• 6 Referencie

názvoslovie

Existujú tri spôsoby, ako uviesť oxidy (ktoré sa vzťahujú aj na mnohé iné zlúčeniny). Tieto sú správne bez ohľadu na iónový charakter oxidov EO, takže ich mená nehovoria nič o ich vlastnostiach alebo štruktúrach.

Systematická nomenklatúra

Vzhľadom na oxidy EO, E₂O, E₂O₃ a EO₂, Na prvý pohľad neviete, čo je za vašimi chemickými vzorcami. Čísla však označujú stechiometrické proporcie alebo pomer E / O. Z týchto čísel môžu byť pomenované aj vtedy, ak nie je špecifikovaná s valenciou "funguje" E.

Čísla atómov pre E aj O sú označené gréckymi predponami. Týmto spôsobom mono- znamená, že existuje len jeden atóm; di-, dva atómy; tri, tri atómy a tak ďalej.

Názvy predchádzajúcich oxidov podľa systematickej nomenklatúry sú:

-to drdolE (EO) oxid.

-to drdoloxid diE (E₂O).

-trioxid z. \ t diE (E₂O₃).

-diE oxid (EO)₂).

Uplatnenie tejto nomenklatúry pre Pb₃O₄, červený oxid prvého obrázku, máme:

pb₃O₄: tetraoxid z. \ t triolovo.

Pre mnoho zmiešaných oxidov alebo s vysokými stechiometrickými pomermi je veľmi užitočné použiť systematickú nomenklatúru, aby sme ich pomenovali.

Skladová nomenklatúra

valencia

Hoci nie je známe, ktorý prvok je E, stačí s pomerom E / O vedieť, akú valenciu používa vo svojom oxide. Ako? Prostredníctvom princípu elektroneutrality. To vyžaduje, aby súčet nábojov iónov v zlúčenine bol rovný nule.

To sa robí s predpokladom vysokého iónového charakteru pre akýkoľvek oxid. Takže O má náboj -2, pretože je O^2-, a E musí poskytnúť n + tak, že neutralizuje negatívne náboje oxidového aniónu.

Napríklad v EO atóm E pracuje s valenciou +2. Prečo? Pretože inak nemohla neutralizovať záťaž -2 len O. Pre E₂Alebo E má valenciu +1, pretože náboj +2 musí byť rozdelený medzi dva atómy E.

A v E₂O₃, musia sa najprv vypočítať záporné poplatky, ktoré prispeli O. Pretože sú tri z nich, potom: 3 (-2) = -6. Na neutralizáciu záťaže -6 sa vyžaduje, aby E poskytoval +6, ale pretože sú dva z nich, +6 sa delí dvomi, pričom E zostáva valenciou +3.

Mnemotechnické pravidlo

O má vždy v oxidoch valenciu -2 (pokiaľ nejde o peroxid alebo superoxid). Takže mnemotechnické pravidlo na určenie valencie E je jednoducho vziať do úvahy číslo, ktoré sprevádza O. E, na druhej strane bude mať číslo 2, ktoré ho sprevádza, a ak nie, znamená to, že došlo k zjednodušeniu.

Napríklad v EO je valencia E +1, pretože aj keď nie je napísaná, existuje iba jedna O. A pre EO₂, v prípade neprítomnosti 2 sprievodného E došlo k zjednodušeniu a aby sa objavil, musí sa vynásobiť číslom 2. Takto vzorec zostáva ako E₂O₄ a valencia E je potom +4.

Toto pravidlo však zlyhá pri niektorých oxidoch, ako je Pb₃O₄. Preto je vždy potrebné vykonať výpočty neutrality.

Z čoho sa skladá?

Akonáhle je valencia E po ruke, skladová nomenklatúra pozostáva zo špecifikovania v zátvorkách a rímskymi číslicami. Zo všetkých nomenklatúr je to najjednoduchšie a najpresnejšie vzhľadom na elektronické vlastnosti oxidov.

Ak má E na druhej strane iba jednu valenciu (ktorá sa nachádza v periodickej tabuľke), potom nie je špecifikovaná.

Teda pre oxid EO, ak E má valenciu +2 a +3, nazýva sa: oxid (názov E) (II). Ale ak E má len valenciu +2, potom jeho oxid sa nazýva: oxid (názov E).

Tradičná nomenklatúra

Aby sme uviedli názov oxidov, mali by byť k latinským menám pridané prípony -ico alebo -oso pre väčšie alebo menšie valencie. Ak existuje viac ako dva, potom prefixy -hype, pre najmenších a -per pre najväčší zo všetkých.

Napríklad olovo pracuje s valenciami +2 a +4. V PbO má valenciu +2, takže sa nazýva: oxid plumbous. Kým PbO₂ Nazýva sa: Plúmbico oxid.

A Pb₃O₄, Ako sa nazýva podľa dvoch predchádzajúcich názvov? Nemá žiadne meno. Prečo? Pretože Pb₃O₄ v skutočnosti pozostáva zo zmesi 2 [PbO] [PbO₂]; to znamená, že červená pevná látka má dvojnásobnú koncentráciu PbO.

Z tohto dôvodu by bolo nesprávne pokúsiť sa dať meno Pb₃O₄ nespočíva v systematickej nomenklatúre alebo populárnom slangu.

Druhy oxidov

V závislosti od toho, ktorá časť periodickej tabuľky je E, a teda jej elektronický charakter, môže byť vytvorený jeden typ oxidu alebo iný. Odtiaľ vznikajú viaceré kritériá na ich priradenie typu, ale najdôležitejšie sú tie, ktoré sa týkajú ich kyslosti alebo zásaditosti.

Základné oxidy

Bázické oxidy sa vyznačujú tým, že sú iónové, kovové, a čo je dôležitejšie, pri rozpustení vo vode vytvárajú zásaditý roztok. Ak chcete experimentálne určiť, či oxid je zásaditý, musí sa pridať do nádoby s vodou a univerzálnym indikátorom rozpusteným v nej. Jeho sfarbenie pred pridaním oxidu by malo byť zelené, neutrálne pH.

Akonáhle sa oxid pridáva do vody, ak sa jeho farba zmení zo zelenej na modrú, znamená to, že pH sa stalo zásaditým. Je to preto, že vytvára rovnováhu rozpustnosti medzi vytvoreným hydroxidom a vodou:

EO (s) + H₂O (l) => E (OH)₂(S) <=> E²⁺(ac) + OH^-(Aq)

Aj keď je oxid nerozpustný vo vode, je postačujúce, aby sa malá časť rozpustila na úpravu pH. Niektoré zásadité oxidy sú tak rozpustné, že vytvárajú hydroxidy hydroxidu sodného, ​​ako je hydroxid sodný a hydroxid draselný. To znamená oxidy sodíka a draslíka, Na₂O a K₂Alebo sú veľmi základné. Všimnite si valenciu +1 pre oba kovy.

Oxidy kyselín

Oxidy kyselín sú charakterizované nekovovým prvkom, sú kovalentné a tiež vytvárajú kyslé roztoky s vodou. Opäť je možné skontrolovať kyslosť pomocou univerzálneho indikátora. Ak je tento čas pridaním oxidu do vody, jeho zelená farba sa zmení na červeno, potom je to kysličník kyseliny.

Aká reakcia prebieha? Nasledujúce:

EO₂(s) + H₂O (l) => H₂EO₃(Aq)

Príkladom oxidu kyseliny, ktorý nie je tuhý, ale plynný, je CO₂. Keď sa rozpúšťa vo vode, tvorí kyselinu uhličitú:

CO₂(g) + H₂O (l) <=> H₂CO₃(Aq)

Tiež CO₂ Neobsahuje anióny OR^2- a katiónov C⁴⁺, ale v molekule tvorenej kovalentnými väzbami: O = C = O. Toto je možno jeden z najväčších rozdielov medzi základnými oxidmi a kyselinami.

Neutrálne oxidy

Tieto oxidy nemenia zelenú farbu vody pri neutrálnom pH; to znamená, že netvoria hydroxidy ani kyseliny vo vodnom roztoku. Niektoré z nich sú: N₂O, NO a CO. Podobne ako CO majú kovalentné väzby, ktoré môžu byť ilustrované Lewisovými štruktúrami alebo akoukoľvek teóriou spojov.

Amfoterné oxidy

Iný spôsob klasifikácie oxidov závisí od toho, či reagujú s kyselinou alebo nie. Voda je veľmi slabá kyselina (a tiež báza), takže amfoterné oxidy nevykazujú „obe strany“. Tieto oxidy sa vyznačujú reakciou s kyselinami a zásadami.

Oxid hlinitý je napríklad amfotérny oxid. Nasledujúce dve chemické rovnice predstavujú ich reakciu s kyselinami alebo zásadami:

na₂O₃(s) + 3H₂SW₄(ac) => Al₂(SO₄)₃(ac) + 3H₂O (l)

na₂O₃(s) + 2NaOH (ac) + 3H₂O (l) => 2NaAl (OH)₄(Aq)

Al₂(SO₄)₃ je soľ síranu hlinitého a NaAl (OH)₄ komplexná soľ nazývaná hlinitan tetrahydroxín sodný.

Oxid vodíka, H₂Alebo (voda), to je tiež amfotérne, a to je dokázané v jeho ionizačnej rovnováhe:

H₂O (l) <=> H₃O⁺(ac) + OH^-(Aq)

Zmiešané oxidy

Zmiešané oxidy sú tie, ktoré pozostávajú zo zmesi jedného alebo viacerých oxidov v rovnakej pevnej látke. Pb₃O₄ Je to príklad. Magnetit, Faith₃O₄, je to tiež ďalší príklad zmesného oxidu. Viera₃O₄ Je to zmes FeO a Fe₂O₃ v pomere 1: 1 (na rozdiel od Pb)₃O₄).

Zmesi môžu byť zložitejšie, čím vznikajú rôzne druhy oxidových minerálov.

vlastnosti

Vlastnosti oxidov závisia od ich typu. Oxidy môžu byť iónové (Eⁿ⁺O^2-), ako je CaO (Ca²⁺O^2-), alebo kovalentné, ako SO₂, O = S = 0.

Z tohto faktu a tendencie prvkov reagovať s kyselinami alebo zásadami sa pre každý oxid zhromažďuje rad vlastností.

Vyššie uvedené sa tiež odráža vo fyzikálnych vlastnostiach, ako sú teploty topenia a varu. Iónoxidy majú sklon tvoriť kryštalické štruktúry, ktoré sú veľmi odolné voči teplu, takže ich teploty topenia sú vysoké (nad 1000 ° C), zatiaľ čo kovalentné tavenie pri nízkych teplotách, alebo dokonca plyny alebo kvapaliny.

Ako sa tvoria?

Oxidy vznikajú, keď prvky reagujú s kyslíkom. Táto reakcia môže nastať s jednoduchým kontaktom s atmosférou bohatou na kyslík, alebo vyžaduje teplo (ako plameň zapaľovača cigariet). To znamená, že keď je predmet spálený, reaguje s kyslíkom (pokiaľ je prítomný vo vzduchu).

Ak sa odoberie napríklad kus fosforu a umiestni sa do plameňa, bude horieť a vytvárať zodpovedajúci oxid:

4P (s) + 5O₂(g) => P₄O₁₀(S)

Počas tohto procesu môžu niektoré pevné látky, ako napríklad vápnik, horieť s jasným a farebným plameňom.

Ďalším príkladom je spaľovanie dreva alebo akejkoľvek organickej látky, ktorá má uhlík:

C (s) + O₂(g) => CO₂(G)

Ale ak je kyslík nedostatočný, vzniká CO namiesto CO₂:

C (s) + 1 / 2O₂(g) => CO (g)

Všimnite si, ako sa na opis rôznych oxidov používa pomer C / O.

Príklady oxidov

Horný obrázok zodpovedá kovalentnej oxidovej štruktúre I₂O₅, najstabilnejšou formou jódu. Všimnite si jeho jednoduché a dvojité väzby, ako aj formálne obvinenia z I a kyslíka na jeho laterály.

Halogénoxidy sa vyznačujú tým, že sú kovalentné a veľmi reaktívne, ako sú prípady O₂F₂ (F-O-O-F) a OF₂ (F-O-F). Oxid chloričitý, ClO₂, je to napríklad jediný oxid chlóru, ktorý sa syntetizuje v priemyselných mierkach.

Pretože halogény tvoria kovalentné oxidy, ich „hypotetické“ valencie sú vypočítané rovnakým spôsobom prostredníctvom princípu elektroneutrality.

Oxidy prechodných kovov

Okrem halogénoxidov máme oxidy prechodných kovov:

-CoO: oxid kobaltu (II); oxid kobaltu; u oxid kobaltnatý.

-HgO: oxid ortuťnatý (II); oxid ortuťnatý; u oxid uhoľnatý.

-ag₂O: oxid strieborný; oxid strieborný; alebo oxid diplata.

-au₂O₃: oxid zlata (III); oxid aureus; alebo dioroxid.

Ďalšie príklady

-B₂O₃oxid boritý; oxid boritý; alebo diboroxid.

-cl₂O₇: oxid chlóru (VII); oxid chloristý; dichlór-heptoxid.

-NO: oxid dusnatý (II); oxid dusnatý; oxid dusnatý.

referencie

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chémia (štvrté vydanie). Mc Graw Hill.
2. Kovové a nekovové oxidy. Prevzaté z: chem.uiuc.edu
3. Online chémia zadarmo. (2018). Oxidy a ozón. Prevzaté z: freechemistryonline.com
4. Toppr. (2018). Jednoduché oxidy. Prevzaté z: toppr.com
5. Steven S. Zumdahl. (7. máj 2018). Oxiduje. Encyklopédia Britannica. Prevzaté z: britannica.com
6. Chémia LibreTexts. (24. apríla 2018). Oxidy. Prevzaté z: chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). Príklady oxidov. Zdroj: quimicas.net