- Oksido rūgšties charakteristikos ir savybės
- Hidroksilo grupės
- Centrinis atomas
- Sieros sieros rūgštis
- Rūgštingumas
- Kaip susidaro oksidai?
- Mokymo pavyzdžiai
- Metaliniai oksidai
- Nomenklatūra
- Valentingumo apskaičiavimas
- Pavadinkite rūgštį
- Pavyzdžiai
- Halogenų grupės oksidai
- VIA grupės oksidai
- Boro oksidai
- Anglies oksidai
- Chromo oksidai
- Silicio oksidai
- Nuorodos
Oxacid arba oxoacid yra trijų komponentų rūgšties sudarytas iš vandenilio, deguonies ir ne-metalo elemento, sudarančio vadinamąją centrinę atomą. Priklausomai nuo deguonies atomų skaičiaus ir dėl to nemetalinio elemento oksidacijos būsenų, gali būti formuojami įvairūs oksidai.
Šios medžiagos yra grynai neorganinės; Tačiau, anglis gali suformuoti vieną iš geriausiai žinomų oxacids: karboninės rūgšties, H 2 CO 3 . Kaip rodo vien jos cheminė formulė, ji turi tris O, vieną C ir du H atomus.
Šaltinis: Pxhere
Du H atomai H 2 CO 3 yra išleidžiami į aplinką, kaip H + , kuri paaiškina savo rūgštines savybes. Kaitinant vandeninį angliarūgšties tirpalą, išsiskirs dujos.
Šios dujos yra anglies dioksidas, CO 2 , neorganinė molekulė, susidaranti deginant angliavandenilius ir kvėpuojant ląstelėse. Jei CO 2 buvo grąžintas į vandens konteinerio, H 2 CO 3 būtų iš naujo formą; todėl okso rūgštis susidaro, kai tam tikra medžiaga reaguoja su vandeniu.
Ši reakcija stebima ne tik CO 2 , bet ir kitoms neorganinėms kovalentinėms molekulėms, vadinamoms rūgščių oksidais.
Oksirūgštys naudojamos labai įvairiai, todėl jas sunku apibūdinti. Jo taikymas labai priklausys nuo centrinio atomo ir deguonies skaičiaus.
Jie gali būti naudojami nuo junginių medžiagų, trąšų ir sprogmenų sintezei, analitiniams tikslams ar gaiviųjų gėrimų gamybai; Kaip ir angliarūgštė bei fosforo rūgštis, H 3 PO 4 , sudaranti šių gėrimų sudėtį.
Oksido rūgšties charakteristikos ir savybės
Šaltinis: Gabrielis Bolívaras
Hidroksilo grupės
Aukščiau pateiktoje nuotraukoje parodyta bendroji HEO formulė oksidatams. Kaip matyti, jis turi vandenilį (H), deguonį (O) ir centrinį atomą (E); kuri angliarūgštės atveju yra anglis, C.
Vandenilis oksiduose paprastai yra prijungtas prie deguonies atomo, o ne prie centrinio atomo. Fosforo rūgštis, H 3 PO 3 , yra konkretus atvejis, kai vienas iš vandenilių yra sujungtas su fosforo atomu; todėl jo struktūrinė formulė geriausiai apibūdinama kaip (OH) 2 OPH.
Tuo tarpu azoto rūgšties, HNO 2 , turi HON = O pagrindas, todėl jis turi hidroksilo grupę (OH), kad disocijuoja išleisti vandenilį.
Taigi viena pagrindinių oksacido savybių yra ne tik tai, kad jis turi deguonies, bet ir tai, kad yra OH grupė.
Kita vertus, kai kurie oksidai turi vadinamąją okso grupę, E = O. Fosforo rūgšties atveju ji turi oksogrupę, P = O. Juose trūksta H atomų, todėl jie nėra „atsakingi“ už rūgštingumą.
Centrinis atomas
Centrinis atomas (E) gali būti arba nėra elektroneigiamas elementas, priklausomai nuo jo vietos periodinės lentelės p bloke. Kita vertus, deguonis, šiek tiek elektronegatyvesnis nei azotas elementas, traukia elektronus iš OH jungties; tokiu būdu leidžiant išsiskirti H + jonui .
Todėl E yra susijęs su OH grupėmis. Kai išsiskiria H + jonas , vyksta rūgšties jonizacija; tai yra, jis įgyja elektros krūvį, kuris jo atveju yra neigiamas. Oksacidas gali išskirti tiek H + jonų, kiek jo struktūroje yra OH grupių; ir kuo daugiau jų yra, tuo didesnis neigiamas krūvis.
Sieros sieros rūgštis
Sieros rūgšties, polyprotic, turi molekulinė formulė H 2 SO 4 . Ši formulė taip pat gali būti parašyta taip: (OH) 2 SO 2 , norint pabrėžti, kad sieros rūgštis turi dvi hidroksilo grupes, prijungtas prie sieros, jos centrinį atomą.
Jo jonizacijos reakcijos yra:
H 2 SO 4 => H + + HSO 4 -
Tada iš likusios OH grupės antrasis H + išleidžiamas lėčiau, kol bus galima nustatyti pusiausvyrą:
HSO 4 - <=> H + + SO 4 2–
Antrasis atsiribojimas yra sunkesnis nei pirmasis, nes teigiamas krūvis (H + ) turi būti atskirtas nuo dvigubai neigiamo krūvio (SO 4 2 ).
Rūgštingumas
Beveik visų oksidų, turinčių tą patį centrinį atomą (ne metalą), stiprumas didėja didėjant centrinio elemento oksidacijos būsenai; o tai savo ruožtu yra tiesiogiai susijęs su deguonies atomų skaičiaus padidėjimu.
Pvz., Parodytos trys serijos oksidų, kurių rūgštingumo jėgos yra nuo mažiausių iki didžiausių:
H 2 SO 3 <H 2 SO 4
HNO 2 <HNO 3
HClO <HClO 2 <HClO 3 <HClO 4
Daugumoje oksidacinių rūgščių, turinčių skirtingus elementus, turinčius tą pačią oksidacijos būseną, tačiau priklausančių tai pačiai grupei periodinėje lentelėje, rūgšties stipris tiesiogiai didėja dėl centrinio atomo elektronegatyvumo:
H 2 SeO 3 <H 2 SO 3
H 3 PO 4 <HNO 3
HBrO 4 <HClO 4
Kaip susidaro oksidai?
Kaip minėta pradžioje, oksidai susidaro, kai tam tikros medžiagos, vadinamos rūgšties oksidais, reaguoja su vandeniu. Tai bus paaiškinta naudojant tą patį anglies rūgšties pavyzdį.
CO 2 + H 2 O <=> H 2 CO 3
Rūgštus oksidas + vanduo => oksidas
Kas nutinka, kad H 2 O molekulė kovalentiškai jungiasi su CO 2 molekulėmis . Jei vanduo pašalinamas šiluma, pusiausvyra pasislenka regeneruojant CO 2 ; tai yra, karšta soda praras savo putojantį pojūtį greičiau nei šalta.
Kita vertus, rūgštiniai oksidai susidaro, kai nemetalinis elementas reaguoja su vandeniu; nors tiksliau, kai reaguojantis elementas sudaro kovalentinio pobūdžio oksidą, kurio tirpimas vandenyje sukuria H + jonus .
Jau buvo sakyta, kad H + jonai yra susidariusio oksacido jonizacijos produktas.
Mokymo pavyzdžiai
Chloro oksidas, Cl 2 O 5 , reaguoja su vandeniu, kad gautų chloro rūgštį:
Cl 2 O 5 + H 2 O => HClO 3
Sieros oksidas, SO 3 , reaguoja su vandeniu, sudarydamas sieros rūgštį:
SO 3 + H 2 O => H 2 SO 4
Periodinis oksidas I 2 O 7 reaguoja su vandeniu ir sudaro periodinę rūgštį:
I 2 O 7 + H 2 O => HIO 4
Be šių klasikinių oksidų susidarymo mechanizmų, yra ir kitų to paties tikslo reakcijų.
Pvz., Fosforo trichloridas, PCl 3 , reaguoja su vandeniu, kad susidarytų fosforo rūgštis, oksidų rūgštis ir druskos rūgštis, vandenilio rūgštis.
PCl 3 + 3H 2 O => H 3 PO 3 + HCl
O fosforo pentachloridas, PCl 5 , reaguoja su vandeniu , sudarydamas fosforo ir druskos rūgštį.
PCl 5 + 4 H 2 O => H 3 PO 4 + HCl
Metaliniai oksidai
Kai kurie pereinamieji metalai sudaro rūgštinius oksidus, tai yra, jie ištirpsta vandenyje, kad gautų oksidatus.
Mangano (VII) oksidas (bevandenis permanganinis) Mn 2 O 7 ir chromo (VI) oksidas yra labiausiai paplitę pavyzdžiai.
Mn 2 O 7 + H 2 O => HMnO 4 (permangano rūgštis)
CrO 3 + H 2 O => H 2 CrO 4 (chromo rūgštis)
Nomenklatūra
Valentingumo apskaičiavimas
Norint teisingai įvardinti oksacidą, reikia pradėti nuo centrinio atomo E valentingumo ar oksidacijos skaičiaus nustatymo. Pradėjus nuo bendros formulės HEO, atsižvelgiama į:
-O turi valentingumą -2
-H H valentė yra +1
Atsižvelgiant į tai, oksidacinis HEO yra neutralus, todėl valentų krūvių suma turi būti lygi nuliui. Taigi turime tokią algebrinę sumą:
-2 + 1 + E = 0
E = 1
Todėl E valentingumas yra +1.
Tada turime kreiptis į galimą valenciją, kurią gali turėti E. Jei reikšmės +1, +3 ir +4 yra tarp jos valentių, E tada „veikia“ su mažiausiuoju valentingumu.
Pavadinkite rūgštį
Norėdami įvardyti HEO, jūs pradedate vadindami rūgštimi, po kurios e pavadinate su priesagomis –ico, jei dirbate su didžiausia valencija, arba –, jei dirbate su mažiausiu valentingumu. Kai yra trys ar daugiau, priešdėliai hipo- ir per- vartojami mažiausiam ir didžiausiam valentėms nurodyti.
Taigi HEO būtų vadinamas:
Hipo rūgšties (E vardas) lokys
Kadangi +1 yra mažiausia iš trijų jo vertybių. Ir jei tai būtų HEO 2 , tada E turėtų valentingumą +3 ir būtų vadinamas:
Rūgštinis (E vardas) lokys
Lygiai taip pat HEO 3 , kai E dirba su valencija +5:
Rūgštinis (E pavadinimas) ico
Pavyzdžiai
Žemiau paminėta oksacidų serija su atitinkamomis jų nomenklatūromis.
Halogenų grupės oksidai
Halogenai įsiterpia sudarydami oksidatus su valentėmis +1, +3, +5 ir +7. Chloras, bromas ir jodas gali sudaryti 4 rūšių oksidų rūgštis, atitinkančias šias savybes. Tačiau vienintelis oksidas, pagamintas iš fluoro, yra nestabili hipofluoro rūgštis (HOF).
Kai grupės oksacidas naudoja valentingumą +1, jis pavadinamas taip: hipochloro rūgštis (HClO); hipobromo rūgštis (HBrO); hipojodino rūgštis (HIO); hipofluoro rūgštis (HOF).
Su valencija +3 nenaudojamas priešdėlis ir naudojamas tik priesagos lokys. Yra rūgštys, turinčios chloro (HClO 2 ), bromo (HBrO 2 ) ir jodo (HIO 2 ).
Esant valencijai +5, priešdėlis nenaudojamas ir naudojama tik priesaga ico. Yra chloro (HClO 3 ), bromo (HBrO 3 ) ir jodo (HIO 3 ) rūgščių .
Dirbant su valencija +7, naudojamas priešdėlis per ir priesaga ico. Yra perchlorinės (HClO 4 ), perbrominės (HBrO 4 ) ir periodinės (HIO 4 ) rūgštys .
VIA grupės oksidai
Nemetaliniai šios grupės elementai turi labiausiai būdingus valentus -2, +2, +4 ir +6, sudarydami tris oksacidus labiausiai žinomose reakcijose.
Esant valencijai +2, naudojamas priešdėlis žagsėjimas ir priesagos lokys. Yra rūgščių, kurių sudėtyje nėra druskos (H 2 SO 2 ), hipotenzinių (H 2 SeO 2 ) ir hipotelių (H 2 TeO 2 ).
Esant valencijai +4, priešdėlis nenaudojamas, o priesagos lokys naudojamas. Yra sieros rūgštys (H 2 SO 3 ), silpnos (H 2 SeO 3 ) ir maži (H 2 TeO 3 ).
O kai jie dirba su valencija + 6, nenaudojamas priešdėlis ir naudojama priesaga ico. Yra sieros rūgštys (H 2 SO 4 ), seleno (H 2 SeO 4 ) ir tellūro (H 2 TeO 4 ).
Boro oksidai
Boro valentingumas yra +3. Yra metabolinių rūgščių (HBO 2 ), pirobobo (H 4 B 2 O 5 ) ir ortoborinių (H 3 BO 3 ). Skirtumas yra vandens, kuris reaguoja su boro oksidu, skaičiumi.
Anglies oksidai
Anglies valentė yra +2 ir +4. Pavyzdžiai: esant valentingumui +2, angliarūgštė (H 2 CO 2 ) ir valentingumui +4, angliarūgštė (H 2 CO 3 ).
Chromo oksidai
Chromo valentingumas yra +2, +4 ir +6. Pavyzdžiai: su valencija 2, hipochrominė rūgštis (H 2 CrO 2 ); su valencija 4, chromo rūgštis (H 2 CrO 3 ); ir su valentingumu 6, chromo rūgštis (H 2 CrO 4 ).
Silicio oksidai
Silicio valentės yra –4, +2 ir +4. Jūs turite metasilicio rūgštį (H 2 SiO 3 ) ir piro silicio rūgštį (H 4 SiO 4 ). Atminkite, kad abiejų Si valentingumas yra +4, tačiau skirtumas slypi vandens molekulių, reagavusių su jo rūgšties oksidu, skaičiuje.
Nuorodos
- Whittenas, Davisas, Peckas ir Stanley. (2008). Chemija. (8-asis leidimas). CENGAGE mokymasis.
- Redaktorius. (2012 m. Kovo 6 d.). Oksidų formulavimas ir nomenklatūra. Atkurta iš: si-educa.net
- Vikipedija. (2018 m.). Deguonis. Atkurta iš: en.wikipedia.org
- Stevenas S. Zumdahlas. (2019 m.). Deguonis. „Encyclopædia Britannica“. Atkurta iš: britannica.com
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018 m. Sausio 31 d.). Paprastieji oksidų rūgšties junginiai. Atgauta iš: thinkco.com