- Nomenclatura
- Sisteminė nomenklatūra
- Akcijų nomenklatūra
- Valensija
- Mnemoninė taisyklė
- Iš ko tai susideda
- Tradicinė nomenklatūra
- Oksidų rūšys
- Pagrindiniai oksidai
- Rūgšties oksidai
- Neutralūs oksidai
- Amfoteriniai oksidai
- Sumaišyti oksidai
- Savybės
- Kaip jie formuojami?
- Oksidų pavyzdžiai
- Pereinamųjų metalų oksidai
- Papildomi pavyzdžiai
- Nuorodos
Kad oksidai yra iš dviejų junginių šeima, kurioje sąveika tarp elemento ir deguonies. Taigi oksidas turi labai bendrą EO tipo formulę, kur E yra bet kuris elementas.
Atsižvelgiant į daugelį veiksnių, tokių kaip E elektroninis pobūdis, jo joninis spindulys ir valentingumas, gali susidaryti įvairių rūšių oksidai. Kai kurie jų yra labai paprasti, o kiti, pavyzdžiui, Pb 3 O 4 (vadinami minium, arcazón arba raudonu švinu) yra sumaišomi; tai yra, jie atsiranda dėl daugiau nei vieno paprasto oksido derinio.
Raudonasis švinas, kristalinis junginys, turintis švino oksido. Šaltinis: BXXXD, per „Wikimedia Commons“
Tačiau oksidai gali būti dar sudėtingesni. Yra mišinių ar struktūrų, į kurias gali įsikišti daugiau nei vienas metalas, o proporcijos nėra stechiometrinės. Pb 3 O 4 atveju Pb / O santykis yra lygus 3/4, iš kurių tiek skaitiklis, tiek vardiklis yra sveikieji skaičiai.
Ne stechiometriniuose oksiduose santykis yra dešimtainis skaičius. E 0,75 O 1,78 yra hipotetinio nestechiometrinio oksido pavyzdys. Šis reiškinys atsiranda su vadinamaisiais metalų oksidais, ypač su pereinamaisiais metalais (Fe, Au, Ti, Mn, Zn ir kt.).
Tačiau yra oksidų, kurių savybės yra daug paprastesnės ir diferencijuojamos, tokios kaip joninis ar kovalentinis pobūdis. Tuose oksiduose, kur vyrauja joninis pobūdis, juos sudarys E + katijonai ir O 2– anijonai ; ir grynai kovalentinius viengubuosius ryšius (E - O) arba dvigubuosius ryšius (E = O).
Lo que dictamina el carácter iónico de un óxido es la diferencia de electronegatividad entre E y O. Cuando E es un metal muy electropositivo, entonces EO tendrá un alto carácter iónico. Mientras que si E es electronegativo, a saber un no metal, su óxido EO será covalente.
Esta propiedad define muchas otras exhibidas por los óxidos, como lo es su capacidad de formar bases o ácidos en disolución acuosa. De aquí surgen los llamados óxidos básicos y ácidos. Los que no se comporten como ninguno de los dos, o que por el contrario manifiesten ambas características, son óxidos neutros o anfóteros.
Nomenclatura
Existen tres maneras de mencionar los óxidos (las cuales aplican también a muchos otros compuestos). Estas son correctas sin importar el carácter iónico del óxido EO, por lo que sus nombres no dicen nada respecto a sus propiedades ni estructuras.
Sisteminė nomenklatūra
Atsižvelgiant į oksidus EO, E 2 O, E 2 O 3 ir EO 2 , iš pirmo žvilgsnio negalima žinoti, kas slypi už jų cheminės formulės. Tačiau skaičiai rodo stechiometrinius santykius arba E / O santykį. Iš šių skaičių jiems gali būti suteikiami vardai, net jei nenurodyta, koks valentingumas tai „veikia“ E.
Atomų skaičius tiek E, tiek O žymimi graikų numeracijos priešdėliais. Tokiu būdu mono- reiškia, kad yra tik vienas atomas; di-, du atomai; tri-, trys atomai ir t.
Ankstesnių oksidų pavadinimai pagal sistemingą nomenklatūrą yra šie:
- E (EO) monoksidas .
- monoksidas iš di LT (E 2 O).
- Di E (E 2 O 3 ) tri oksidas .
- Di oksidas E (EO 2 ).
Taikydami šią Pb 3 O 4 , pirmojo paveikslėlio raudonojo oksido, nomenklatūrą , turime:
Pb 3 O 4 : tri- švino tetra- oksidas .
Daugelio mišrių oksidų atveju arba esant dideliam stechiometriniam santykiui labai naudinga juos naudoti sisteminėje nomenklatūroje.
Akcijų nomenklatūra
Valensija
Aunque no se conozca que elementto sea E, basta con la relación E / O para conocer que valencia está utilizando en su óxido. ¿Cómo? Mediante el principio de electroneutralidad. Aukščiausia eilė, kokia yra „cargas de los jonų suma“, ir diskusijos, susijusios su didvyriu.
Esto įsitikinkite, kad nepageidaujama, kad viskas būtų atliekama. Así, el O tiene carga -2 per tratarse del O 2- , y E debe aportar n + de modo que neutralice las cargas negativas del anión óxido.
Por ejemplo, en el EO el peromo E trabaja con valencia +2. ¿Por que? Porque de lo contrario no podría neutralizar la carga -2 del único O. Para el E 2 O, el E tiene valencia +1, ya que la carga +2 debe dividirse entre los dos átomos de E.
O E 2 O 3 pirmiausia turi būti apskaičiuoti neigiami O įnašai. Kadangi jų yra trys, tada: 3 (-2) = -6. Norint neutralizuoti -6 krūvį, E reikia įnešti +6, bet kadangi jų yra du, +6 yra padalinamas iš dviejų, paliekant E su valentingumu +3.
Mnemoninė taisyklė
O oksidai visada turi -2 valentingumą (nebent tai yra peroksidas ar superoksidas). Taigi mnemoninė taisyklė E valencijai nustatyti yra paprasčiausia atsižvelgti į skaičių, lydintį O. E, kita vertus, jį lydės skaičius 2, o jei ne, tai reiškia, kad buvo supaprastinimas.
Pvz., EO E valentė yra +1, nes net jei ji nėra parašyta, yra tik viena O. O EO 2 , kadangi nėra 2 lydinčio E, buvo supaprastinimas, ir, kad jis pasirodytų, reikia padauginti iš 2. Taigi formulė tampa E 2 O 4, o E valentas tada yra +4.
Tačiau kai kurioms oksidoms, tokioms kaip Pb 3 O 4 , ši taisyklė neveikia . Todėl visada būtina atlikti neutralumo skaičiavimus.
Iš ko tai susideda
Kai tik bus E malencija, atsargų nomenklatūrą reikia nurodyti skliaustuose ir romėniškais skaitmenimis. Iš visų nomenklatūrų jis yra paprasčiausias ir tiksliausias oksidų elektroninių savybių atžvilgiu.
Kita vertus, jei E turi tik vieną valentingumą (kurį galima rasti periodinėje lentelėje), tada jis nenurodomas.
Taigi, jei oksidas EO yra E valentinis +2 ir +3, jis vadinamas: (E pavadinimas) (II) oksidu. Bet jei E turi tik valentingumą +2, tada jo oksidas vadinamas: oksidu (E pavadinimas).
Tradicinė nomenklatūra
Norint paminėti oksidų pavadinimą, prie jų lotyniškų pavadinimų turi būti pridėtos priesagos „ico “arba„ didesnės “ar„ mažesnės “reikšmės. Jei yra daugiau nei du, naudojami priešdėliai –hipo mažiausiam ir – didžiausias iš visų.
Pavyzdžiui, švinas veikia su valentėmis +2 ir +4. Esant PbO, jo valentingumas yra +2, todėl jis vadinamas: slyvinčiu oksidu. Nors PbO 2 vadinamas: švino oksidu.
Ir kas vadinama Pb 3 O 4 pagal dvi ankstesnes nomenklatūras? Jis neturi vardo. Kodėl? Kadangi Pb 3 O 4 iš tikrųjų sudaro 2 mišinys; y., raudonoji kieta medžiaga turi dvigubą PbO koncentraciją.
Dėl šios priežasties būtų neteisinga bandyti suteikti Pb 3 O 4 pavadinimą, kurį sudaro sisteminė nomenklatūra ar populiarus slengas.
Oksidų rūšys
Priklausomai nuo to, kokia yra periodinės lentelės E dalis, ir dėl to, koks yra jos elektroninis pobūdis, gali būti formuojamas vienas ar kitas oksido tipas. Remiantis šiais kriterijais, galima priskirti tipą, tačiau svarbiausi yra jų rūgštingumo ar šarmingumo kriterijai.
Pagrindiniai oksidai
Pagrindiniai oksidai pasižymi tuo, kad yra joniniai, metaliniai ir, dar svarbiau, sukuria bazinį tirpalą ištirpdami vandenyje. Norint eksperimentiškai nustatyti, ar oksidas yra bazinis, jis turi būti įpiltas į indą, kuriame yra vanduo ir jame ištirpintas universalus indikatorius. Jo spalva prieš pridedant oksido turi būti žalia, neutralus pH.
Įdėjus į vandenį oksidą, jei jo spalva pasikeičia iš žalios į mėlyną, tai reiškia, kad pH tapo bazinis. Taip yra todėl, kad jis nustato susidariusio hidroksido ir vandens tirpumo pusiausvyrą:
EO (s) + H 2 O (l) => E (OH) 2 (s) <=> E 2+ (aq) + OH - (aq)
Nors oksidas netirpsta vandenyje, tik nedidelė dalis ištirpsta, kad pakeistų pH. Kai kurie baziniai oksidai yra tokie tirpūs, kad sukuria kaustinius hidroksidus, tokius kaip NaOH ir KOH. Tai yra, natrio ir kalio oksidai, Na 2 O ir K 2 O, yra labai šarminiai. Atkreipkite dėmesį į +1 abiejų metalų valentingumą.
Rūgšties oksidai
Rūgštiems oksidams būdingas nemetalinis elementas, jie yra kovalentiniai ir kartu su vandeniu sukuria rūgščius tirpalus. Vėlgi, jo rūgštingumą galima patikrinti naudojant universalų indikatorių. Jei šį kartą pridedant oksido į vandenį, jo žalia spalva pasidaro rausva, tada tai yra rūgšties oksidas.
Kokia reakcija vyksta? Kitas:
EO 2 (s) + H 2 O (l) => H 2 EO 3 (aq)
Rūgštinio oksido, kuris nėra kietas, bet dujos, pavyzdys yra CO 2 . Ištirpęs vandenyje, susidaro angliarūgštė:
CO 2 (g) + H 2 O (l) <=> H 2 CO 3 (aq)
Taip pat, CO 2 sudaro ne O 2- anijonų ir C 4+ katijonų , bet Molekulės suformuotas kovalentinių jungčių: O = C = O. Tai turbūt vienas didžiausių skirtumų tarp bazinių oksidų ir rūgščių.
Neutralūs oksidai
Šie oksidai nepakeičia žalios vandens spalvos esant neutraliam pH; ty vandeniniame tirpale jie nesudaro hidroksidų ar rūgščių. Kai kurie iš jų yra: N 2 O, NO ir CO. Kaip ir CO, jie turi kovalentinius ryšius, kuriuos gali iliustruoti Lewis'o struktūros arba bet kokia jungties teorija.
Amfoteriniai oksidai
Kitas būdas klasifikuoti oksidus priklauso nuo to, ar jie reaguoja su rūgštimi, ar ne. Vanduo yra labai silpna rūgštis (ir bazė), todėl amfoteriniai oksidai neparodo „jų abiejų veidų“. Šie oksidai pasižymi reakcija tiek su rūgštimis, tiek su bazėmis.
Pavyzdžiui, aliuminio oksidas yra amfoterinis oksidas. Šios dvi cheminės lygtys parodo jo reakciją su rūgštimis ar bazėmis:
Al 2 O 3 (s) + 3H 2 SO 4 (aq) => Al 2 (SO 4 ) 3 (aq) + 3H 2 O (l)
Al 2 O 3 (s) + 2NaOH (aq) + 3H 2 O (l) => 2NaAl (OH) 4 (aq)
Al 2 (SO 4 ) 3 yra aliuminio sulfato druska, ir Naal (OH) 4 yra sudėtingas druska vadinamas natrio tetrahydroxo aliuminato.
Vandenilio oksidas H 2 O (vanduo) taip pat yra amfoterinis, ir tai patvirtina jo jonizacijos balansas:
H 2 O (l) <=> H 3 O + (aq) + OH - (aq)
Sumaišyti oksidai
Sumaišyti oksidai yra tie, kurie susideda iš vieno ar daugiau oksidų mišinio toje pačioje kietoje medžiagoje. Pb 3 O 4 yra jų pavyzdys. Magnetas, Fe 3 O 4 , taip pat yra kitas mišraus oksido pavyzdys. Fe 3 O 4 yra FeO ir Fe 2 O 3 mišinys santykiu 1: 1 (skirtingai nuo Pb 3 O 4 ).
Mišiniai gali būti sudėtingesni, todėl susidaro gausus oksidų mineralų pasirinkimas.
Savybės
Oksidų savybės priklauso nuo jų rūšies. Oksidai gali būti joniniai (E n + O 2 ), tokie kaip CaO (Ca 2+ O 2– ), arba kovalentiniai, pavyzdžiui, SO 2 , O = S = O.
Atsižvelgiant į tai ir į tendenciją, kad elementai turi reaguoti su rūgštimis ar bazėmis, kiekvienam oksidui yra surenkama nemažai savybių.
Tai taip pat atspindi fizinės savybės, tokios kaip lydymosi ir virimo taškai. Joniniai oksidai paprastai formuoja kristalines struktūras, kurios yra labai atsparios karščiui, todėl jų lydymosi temperatūra yra aukšta (virš 1000ºC), o kovalentai tirpsta žemoje temperatūroje arba yra net dujos ar skysčiai.
Kaip jie formuojami?
Šaltinis: Pete per „Flickr“
Oksidai susidaro, kai elementai reaguoja su deguonimi. Ši reakcija gali vykti tiesiog kontaktuojant su atmosfera, kurioje yra daug deguonies, arba jai reikalinga šiluma (pvz., Lengvesnė liepsna). T. y., Degindamas daiktą, jis reaguoja su deguonimi (tol, kol jis yra ore).
Pavyzdžiui, paėmę fosforo gabalėlį ir įdėję jį į liepsną, jis sudegs ir susidarys atitinkamas oksidas:
4P (s) + 5O 2 (g) => P 4 O 10 (s)
Šio proceso metu kai kurios kietos medžiagos, tokios kaip kalcis, gali degti ryškia, spalvinga liepsna.
Kitas pavyzdys gaunamas deginant medieną ar bet kurias organines medžiagas, turinčias anglies:
C (s) + O 2 (g) => CO 2 (g)
Bet jei yra nepakankamas deguonies, CO susidaro vietoj CO 2 :
C (s) + 1 / 2O 2 (g) => CO (g)
Atkreipkite dėmesį, kaip C / O santykis apibūdina įvairius oksidus.
Oksidų pavyzdžiai
Šaltinis: Yikrazuul, iš „Wikimedia Commons“
Viršutinis vaizdas atitinka kovalento oksido I 2 O 5 struktūrą , stabiliausią, formuojantį jodą. Atkreipkite dėmesį į jų viengubas ir dvigubas jungtis, taip pat į oficialius I ir deguonies krūvius jų pusėse.
Halogeno oksidai, kaip ir O 2 F 2 (FOOF) ir OF 2 (FOF) yra būdingi kovalentais ir labai reaktyviais . Chloro dioksido, ClO- 2 , pavyzdžiui, yra tik chloro oksido, kad yra sintetinamas pramoniniu mastu.
Kadangi halogenai sudaro kovalentinius oksidus, jų „hipotetinis“ valentingumas apskaičiuojamas tokiu pačiu būdu, remiantis elektroneutralumo principu.
Pereinamųjų metalų oksidai
Be halogenų oksidų, yra ir pereinamųjų metalų oksidai:
-CoO: kobalto (II) oksidas; kobalto oksidas; u kobalto monoksido.
-HgO: gyvsidabrio (II) oksidas; gyvsidabrio oksidas; u gyvsidabrio monoksido.
-Ag 2 O: sidabro oksidas; sidabro oksidas; arba diplato monoksidas.
-Au 2 O 3 : aukso (III) oksidas; auro oksidas; arba dioro trioksidas.
Papildomi pavyzdžiai
-B 2 O 3 : boro oksidas; boro oksidas; arba diborono trioksidas.
-Cl 2 O 7 : chloro oksido (VII); perchloro oksidas; dichlorheptoksidas.
-NO: azoto (II) oksidas; Azoto oksidas; azoto monoksidas.
Nuorodos
- Šiveris ir Atkinsas. (2008). Neorganinė chemija. (ketvirtasis leidimas). Mc Graw Hill.
- Metalo ir nemetaliniai oksidai. Paimta iš: chem.uiuc.edu
- Nemokama chemija internete. (2018 m.). Oksidai ir ozonas. Paimta iš: freechemistryonline.com
- Toppr. (2018 m.). Paprasti oksidai. Paimta iš: toppr.com
- Stevenas S. Zumdahlas. (2018 m. Gegužės 7 d.). Oksidas. Encyclopediae Britannica. Paimta iš: britannica.com
- Chemija „LibreTexts“. (2018 m. Balandžio 24 d.). Oksidai. Paimta iš: chem.libretexts.org
- Quimicas.net (2018). Oksidų pavyzdžiai. Atkurta iš: quimicas.net