Nomenklatura oksidov, vrste, lastnosti in primeri



The oksidov so družina binarnih spojin, kjer obstajajo interakcije med elementom in kisikom. Tako ima oksid zelo splošno formulo tipa EO, kjer je E kateri koli element.

Glede na številne dejavnike, kot sta elektronska narava E, njen ionski polmer in njegove valence, se lahko oblikujejo različne vrste oksidov. Nekateri so zelo preprosti, drugi pa kot Pb3O4, (imenovan minium, arcazón ali rdeči svinec) so mešani; to je posledica kombinacije več kot enega enostavnega oksida.

Toda kompleksnost oksidov lahko gre še dlje. Obstajajo mešanice ali strukture, v katere lahko poseže več kot ena kovina, in kjer poleg tega deleži niso stehiometrični. V primeru Pb3O4, razmerje Pb / O je enako 3/4, od tega sta števca in imenovalec celo število.

Pri nestehiometričnih oksidih so razmerja decimalna števila. E0,75O1.78, je primer hipotetičnega nestehiometričnega oksida. Ta pojav se pojavlja pri tako imenovanih kovinskih oksidih, zlasti s prehodnimi kovinami (Fe, Au, Ti, Mn, Zn itd.).

Vendar pa obstajajo oksidi, katerih lastnosti so veliko enostavnejše in razločevalne, kot je ionski ali kovalentni značaj. V tistih oksidih, kjer prevladuje ionski značaj, bodo sestavljeni iz kationov E+ in anioni O2-; in tiste, ki so popolnoma kovalentne, preproste (E-O) ali dvojne (E = O) povezave.

Kaj narekuje ionski značaj oksida je razlika elektronegativnosti med E in O. Ko je E zelo elektropozitivna kovina, ima EO velik ionski značaj. Če je E elektronegativen, in sicer nekovinski, bo njegov EO oksid kovalenten.

Ta lastnost definira mnoge druge, ki jih kažejo oksidi, kot je njihova sposobnost tvorbe baz ali kislin v vodni raztopini. Od tu nastanejo tako imenovani bazični in kislinski oksidi. Tisti, ki se ne obnašajo kot bodisi imajo ali imajo obe značilnosti, so nevtralni ali amfoterni oksidi.

Indeks

  • 1 Nomenklatura
    • 1.1 Sistemska nomenklatura
    • 1.2 Nomenklatura zalog
    • 1.3 Tradicionalna nomenklatura
  • 2 Vrste oksidov
    • 2.1 Osnovni oksidi
    • 2.2 Kislinski oksidi
    • 2.3 Nevtralni oksidi
    • 2.4 Amfoterni oksidi
    • 2.5 Mešani oksidi
  • 3 Lastnosti
  • 4 Kako se oblikujejo?
  • 5 Primeri oksidov
    • 5.1 Prehodni kovinski oksidi
    • 5.2 Dodatni primeri
  • 6 Reference

Nomenklatura

Okside lahko omenimo na tri načine (ki veljajo tudi za mnoge druge spojine). Te so pravilne ne glede na ionski značaj oksidata EO, zato njihova imena ne omenjajo ničesar o njihovih lastnostih ali strukturah.

Sistematična nomenklatura

Glede na okside EO, E2O, E2O3 in EO2, Na prvi pogled ne morete vedeti, kaj je v ozadju vaših kemičnih formul. Vendar številke označujejo stehiometrične deleže ali razmerje E / O. Iz teh številk se lahko navedejo imena, tudi če ni določeno s kakšno valenco "deluje" E.

Številke atomov za E in O so označene z grškimi številkami. Na ta način mono- pomeni, da obstaja le en atom; di-, dva atoma; tri-, trije atomi in tako naprej.

Tako so imena prejšnjih oksidov po sistematični nomenklaturi:

-MonóE (EO) oksid.

-Monóxido diE (E2O).

-Trioksid diE (E2O3).

-DiE oksid (EO2).

Nato se ta nomenklatura uporablja za Pb3O4, rdeči oksid prve slike, imamo:

Pb3O4: tetraoksid trisvinca.

Pri mnogih mešanih oksidih ali z visokimi stehiometričnimi razmerji je zelo koristno uporabiti sistematično nomenklaturo, da jih imenujemo..

Nomenklatura zalog

Valencia

Čeprav ni znano, kateri element je E, je dovolj z razmerjem E / O vedeti, kakšno valenco uporablja v svojem oksidu. Kako? Skozi načelo elektronevtralnosti. To zahteva, da mora biti vsota nabojev ionov v spojini enaka nič.

To se izvede s predpostavko visokega ionskega značaja za vse okside. Tako ima O zadolžen -2, ker je O2-, in E mora zagotoviti n +, tako da nevtralizira negativne naboje oksidnega aniona.

Na primer, v EO atom E deluje z valenco +2. Zakaj? V nasprotnem primeru ne more nevtralizirati obremenitve -2 samo O. Za E2Ali pa ima E valenco +1, saj mora biti porazdeljena med dvema atomoma E.

In v E2O3, najprej je treba izračunati negativne naboje, ki jih prispeva O. Ker so trije, potem: 3 (-2) = -6. Za nevtralizacijo obremenitve -6 je potrebno, da je E + 6, ampak ker sta dva, +6 se deli z dvema, tako da je E z valenco +3..

Mnemonično pravilo

O vedno ima valenco -2 v oksidih (razen če je to peroksid ali superoksid). Torej je mnemonično pravilo, da določimo valenco E, preprosto upoštevanje števila, ki spremlja O. E, na drugi strani pa ga bo spremljalo število 2 in če ne, to pomeni, da je prišlo do poenostavitve..

Na primer, v EO je valenca E +1, ker tudi če ni napisana, obstaja samo ena O. In za EO2, v odsotnosti 2, ki spremlja E, je obstajala poenostavitev, in da bi se pojavila, se mora pomnožiti z 2. Tako formula ostane kot E2O4 in valenca E je potem +4.

Vendar to pravilo ne uspe pri nekaterih oksidih, kot je Pb3O4. Zato je vedno treba izvesti izračun nevtralnosti.

Od česa je sestavljen?

Ko imate pri roki valenco E, je nomenklatura staleža sestavljena iz navedbe v oklepajih in z rimskimi številkami. Od vseh nomenklatur je to najpreprostejši in najbolj natančen glede na elektronske lastnosti oksidov.

Če pa ima E samo eno valenco (ki jo najdemo v periodnem sistemu), potem ni določeno..

Tako za oksid EO, če ima E valenca +2 in +3, se imenuje: oksid (ime E) (II). Toda če ima E samo valenco +2, se njen oksid imenuje: oksid (ime E).

Tradicionalna nomenklatura

Da bi omenili ime oksidov, je treba priponam -ico ali -oso, za večje ali manjše valence, dodati njihova latinska imena. Če je več kot dva, potem so predpone -ype, za najmanjše in -per za največje od vseh.

Na primer, svinec deluje z valencami +2 in +4. V PbO ima valenco +2, zato se imenuje: plumbous oxide. Medtem ko je PbO2 Imenuje se: Plúmbico oxide.

In Pb3O4, Kako se imenuje v skladu s prejšnjima nomenklaturama? Nima imena. Zakaj? Ker je Pb3O4 dejansko sestoji iz mešanice 2 [PbO] [PbO2]; to pomeni, da ima rdeča trdna snov dvojno koncentracijo PbO.

Zato bi bilo napačno poskusiti dati ime Pb3O4 ni sestavljena iz sistematične nomenklature ali popularnega slenga.

Vrste oksidov

Odvisno od tega, kateri del periodnega sistema je E in s tem njegova elektronska narava, se lahko tvori ena vrsta ali druga vrsta oksida. Od tu se pojavljajo številni kriteriji, ki jim lahko dodeljujejo tip, najpomembnejši pa so tisti, ki so povezani z njihovo kislostjo ali osnovnostjo.

Osnovni oksidi

Za osnovne okside je značilno, da so ionski, kovinski in, kar je še pomembneje, pri raztopitvi v vodi tvorijo bazično raztopino. Za eksperimentalno določitev, če je oksid osnovni, ga je treba dodati v posodo z vodo in v njem raztopiti univerzalni indikator. Njegova obarvanost pred dodajanjem oksida mora biti zelena, nevtralni pH.

Ko se oksid doda vodi, če se njegova barva spremeni iz zelene v modro, pomeni, da je pH postal osnovni. To je zato, ker vzpostavlja ravnovesje topnosti med nastalim hidroksidom in vodo:

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

Čeprav je oksid v vodi netopen, zadostuje, da se majhen delež raztopi, da se spremeni pH. Nekateri osnovni oksidi so tako topni, da tvorijo jedke hidrokside, kot sta NaOH in KOH. To je natrijev in kalijev oksid, Na2O in K2Ali pa so zelo osnovni. Upoštevajte valenco +1 za obe kovine.

Kislinski oksidi

Za kislinske okside je značilno, da imajo nekovinski element, da so kovalentni in da tvorijo kisle raztopine z vodo. Ponovno je mogoče preveriti njegovo kislost z univerzalnim indikatorjem. Če tokrat z dodajanjem oksida vodi, postane njena zelena barva rdečkasta, potem pa kislinski oksid.

Kakšna je reakcija? Naslednje:

EO2(s) + H2O (l) => H2EO3(ac)

Primer kislinskega oksida, ki ni trdna, ampak plin, je CO2. Ko se raztopi v vodi, tvori karbonsko kislino:

CO2(g) + H2O (l) <=> H2CO3(ac)

Tudi CO2 Ne sestoji iz anionov OR2- in C kationi4+, vendar v molekuli, ki jo tvorijo kovalentne vezi: O = C = O. To je morda ena največjih razlik med osnovnimi oksidi in kislinami.

Nevtralni oksidi

Ti oksidi ne spreminjajo zelene barve vode pri nevtralnem pH; to pomeni, da ne tvorijo hidroksidov, niti kislin v vodni raztopini. Nekateri so: N2O, NO in CO. Tako kot CO imajo tudi kovalentne vezi, ki jih lahko ilustrirajo Lewisove strukture ali katera koli povezovalna teorija.

Amfoterni oksidi

Drug način razvrščanja oksidov je odvisen od tega, ali reagirajo s kislino ali ne. Voda je zelo šibka kislina (in tudi osnova), zato amfoterni oksidi ne kažejo "obeh strani". Za te okside je značilno, da reagirajo s kislinami in bazami.

Aluminijev oksid je npr. Amfoterni oksid. Naslednji dve kemijski enačbi predstavljata njuno reakcijo s kislinami ali bazami:

Al2O3(s) + 3H2SO4(ac) => Al2(SO4)3(ac) + 3H2O (l)

Al2O3(s) + 2NaOH (ac) + 3H2O (l) => 2NaAl (OH)4(ac)

Al2(SO4)3 je sol aluminijevega sulfata in NaAl (OH)4 kompleksna sol, imenovana natrijev tetrahidroksin aluminat.

Vodikov oksid, H2Ali (voda), je tudi amfoterna, kar dokazuje njeno ionizacijsko ravnovesje:

H2O (l) <=> H3O+(ac) + OH-(ac)

Mešani oksidi

Mešani oksidi so tisti, ki so sestavljeni iz zmesi enega ali več oksidov v isti trdni snovi. Pb3O4 To je njihov primer. Magnetit, Faith3O4, gre tudi za drug primer mešanega oksida. Vera3O4 Je mešanica FeO in Fe2O3 v razmerjih 1: 1 (za razliko od Pb)3O4).

Mešanice so lahko bolj zapletene, zato izvirajo iz bogate palete oksidnih mineralov.

Lastnosti

Lastnosti oksidov so odvisne od njihove vrste. Oksidi so lahko ionski (En+O2-), kot je CaO (Ca2+O2-), ali kovalentno, kot SO2, O = S = O.

Iz tega dejstva in težnje elementov, da reagirajo s kislinami ali bazami, se za vsak oksid zberejo številne lastnosti.

Zgoraj navedeno se odraža tudi v fizikalnih lastnostih, kot so tališče in vrelišča. Ionski oksidi tvorijo kristalne strukture, ki so zelo odporne na toploto, zato so njihova tališča visoka (nad 1000 ° C), medtem ko se kovalentno tali pri nizkih temperaturah ali celo plini ali tekočini.

Kako se oblikujejo?

Oksidi nastajajo, ko elementi reagirajo s kisikom. Ta reakcija se lahko zgodi s preprostim stikom z atmosfero, bogato s kisikom, ali zahteva toploto (kot plamen vžigalnika). To pomeni, da ko se predmet zažge, reagira s kisikom (dokler je prisoten v zraku).

Če na primer vzamete del fosforja in ga položite v ogenj, bo goril in tvoril ustrezen oksid:

4P (s) + 5O2(g) => P4O10(s)

Med tem postopkom lahko nekatere trdne snovi, kot je kalcij, gorijo s svetlim in barvitim plamenom.

Drug primer je pridobivanje s sežiganjem lesa ali katere koli organske snovi, ki imajo ogljik:

C (s) + O2(g) => CO2(g)

Če pa obstaja pomanjkanje kisika, se namesto CO tvori CO2:

C (s) + 1 / 2O2(g) => CO (g)

Upoštevajte, kako se za opis različnih oksidov uporablja razmerje C / O.

Primeri oksidov

Zgornja slika ustreza strukturi kovalentnega oksida I2O5, najstabilnejša oblika joda. Upoštevajte njene enostavne in dvojne vezi, pa tudi formalne naboje I in kisika na njegove laterale.

Za halogen okside je značilno, da so kovalentni in zelo reaktivni, kot so primeri O2F2 (F-O-O-F) in OF2 (F-O-F). Klorov dioksid, ClO2, na primer, to je edini klorov oksid, ki se sintetizira v industrijskih merilih.

Ker halogeni tvorijo kovalentne okside, se njihove "hipotetične" valence izračunajo na enak način z načelom elektronevtralnosti..

Prehodni kovinski oksidi

Poleg halogenovih oksidov imamo tudi okside prehodnih kovin:

-CoO: kobaltov oksid (II); kobaltov oksid; u kobaltov monoksid.

-HgO: živosrebrni oksid (II); živosrebrov oksid; u živosrebrni monoksid.

-Ag2O: srebrov oksid; srebrov oksid; ali diplomatski monoksid.

-Au2O3zlati oksid (III); aureus oksid; ali dioro trioksid.

Dodatni primeri

-B2O3: borov oksid; borni oksid; ali diboro trioksid.

-Cl2O7: klorov oksid (VII); perklorni oksid; dikloro heptoksid.

-NO: dušikov oksid (II); dušikov oksid; dušikov monoksid.

Reference

  1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganska kemija (četrta izdaja). Mc Graw Hill.
  2. Kovinski in nekovinski oksidi. Vzeto iz: chem.uiuc.edu
  3. Brezplačna kemija Online. (2018). Oksidi in ozon. Vzeto iz: freechemistryonline.com
  4. Toppr. (2018). Enostavni oksidi. Vzeto iz: toppr.com
  5. Steven S. Zumdahl. (7. maj 2018). Oksid. Encyclopediae Britannica. Vzeto iz: britannica.com
  6. Kemija LibreTexts. (24. april 2018). Oksidi Vzeto iz: chem.libretexts.org
  7. Quimicas.net (2018). Primeri oksidov. Vzpostavljeno iz: quimicas.net