Okusne karakteristike, kako se one formiraju, nomenklatura i primjeri



 oksokiseline ili okso-kiselina je ternarna kiselina sastavljena od vodika, kisika i nemetalnog elementa koji čini takozvani središnji atom. Ovisno o broju atoma kisika, a time i oksidacijskim stanjima nemetalnog elementa, može se formirati nekoliko oksacida..

Ove tvari su čisto anorganske; Međutim, ugljik može biti jedan od najpoznatijih oksakida: ugljična kiselina, H2CO3. Kao što se njegova kemijska formula dokazuje sama po sebi, ona ima tri atoma O, jedan od C i dva od H.

Dva H atoma H2CO3 otpuštaju se u medij kao H+, što objašnjava njegove kiselinske karakteristike. Ako se zagrijava vodena otopina ugljične kiseline, otpušta plin.

Ovaj plin je ugljični dioksid, CO2, anorganska molekula koja potječe iz izgaranja ugljikovodika i staničnog disanja. Ako se CO vrati2 u spremnik za vodu, H2CO3 ponovno će se formirati; dakle, okso-kiselina se stvara kada određena tvar reagira s vodom.

Ova reakcija se ne opaža samo za CO2, ali za druge anorganske kovalentne molekule nazvane kiseli oksidi.

Oksakidi predstavljaju velik broj primjena, koje je teško općenito opisati. Njegova primjena će u velikoj mjeri ovisiti o središnjem atomu i broju kisika.

Mogu se koristiti od spojeva za sintezu materijala, gnojiva i eksploziva, čak i za analitičke svrhe ili proizvodnju bezalkoholnih pića; kao s ugljičnom kiselinom i fosfornom kiselinom, H3PO4, koji čine dio sastava ovih pića.

indeks

  • 1 Karakteristike i svojstva oksakida
    • 1.1 Hidroksi skupine
    • 1.2 Središnji atom
    • 1.3 Kisela jakost
  • 2 Kako nastaju oksacidi?
    • 2.1 Primjeri obuke
    • 2.2 Metalni oksidi
  • 3 Nomenklatura
    • 3.1 Izračun valencije
    • 3.2 Odredite kiselinu
  • 4 Primjeri
    • 4.1 Oksakidi halogene skupine
    • 4.2 Oksakidi grupe VIA
    • 4.3 Boksove oksidne kiseline
    • 4.4 Oksidne kiseline ugljika
    • 4.5. Kromove oksidne kiseline
    • 4.6. Oksidne kiseline silicija
  • 5 Reference

Karakteristike i svojstva oksakida

Hidroksi skupine

Gornja slika prikazuje generičku formulu H.E.O za oksacide. Kao što se može vidjeti, on ima vodik (H), kisik (O) i centralni atom (E); da je u slučaju ugljične kiseline ugljik, C.

Vodik u oksacidima obično je povezan s atomom kisika, a ne s centralnim atomom. Fosforna kiselina, H3PO3, predstavlja poseban slučaj kada je jedan od vodika vezan za atom fosfora; stoga je njegova strukturna formula najbolje predstavljena kao (OH)2OPh.

Dok je za dušičnu kiselinu, HNO2, ima kostur H-O-N = O, tako da ima hidroksilnu skupinu (OH) koja disocira kako bi oslobodila vodik.

Stoga je jedna od glavnih karakteristika oksacidne kiseline ne samo da ima kisik, nego i da je poput OH skupine.

S druge strane, neki oksacidi posjeduju takozvanu okso skupinu, E = O. U slučaju fosforne kiseline, ona ima okso skupinu, P = O. Njima nedostaju atomi H, tako da "nisu odgovorni" za kiselost.

Središnji atom

Centralni atom (E) može ili ne mora biti elektronegativni element, ovisno o njegovom položaju u bloku p periodnog sustava. S druge strane, kisik, element koji je malo elektronegativniji od dušika, privlači elektrone iz OH veze; čime se omogućuje oslobađanje Hona+.

E je stoga povezan s OH skupinama. Kada se H ion oslobodi+ dolazi do ionizacije kiseline; to jest, dobiva električni naboj koji je u njegovom slučaju negativan. Oksacid može osloboditi toliko iona H+ kako OH grupe imaju u svojoj strukturi; i što je više, to je veći negativni naboj.

Sumpor za sumpornu kiselinu

Sumporna kiselina, poliprotika, ima molekulsku formulu H2SW4. Ova formula se također može napisati na sljedeći način: (OH)2SW2, naglasiti da sumporna kiselina ima dvije hidroksilne skupine vezane uz sumpor, njegov središnji atom.

Reakcije njezine ionizacije su:

H2SW4 => H+    +     tna4-

Zatim se otpusti drugi H+ preostale OH skupine, sporije do točke gdje se može uspostaviti ravnoteža:

tna4-    <=>   H+    +     SW42-

Druga disocijacija je teža od prve, jer pozitivni naboj mora biti odvojen (H+) dvostrukog negativnog naboja (SO42-).

Snaga kiseline

Čvrstoća gotovo svih oksacida koje imaju isti središnji atom (ne metal) raste s povećanjem oksidacijskog stanja središnjeg elementa; što je pak izravno povezano s povećanjem broja atoma kisika.

Na primjer, prikazane su tri serije oksacida čije su sile kiselosti naručene od najniže do najviše:

H2SW3 < H2SW4

HNO2 < HNO3

HCIO < HClO2 < HClO3 < HClO4

U većini oksacida koje imaju različite elemente s istim oksidacijskim stanjem, ali pripadaju istoj skupini periodne tablice, jačina kiseline izravno raste s elektronegativnošću središnjeg atoma:

H2SEO3 < H2SW3

H3PO4 < HNO3

HBrO4 < HClO4

Kako se formiraju oksacidi?

Kao što je spomenuto na početku, oksakidi nastaju kada određene tvari, nazvane kiseli oksidi, reagiraju s vodom. To će biti objašnjeno na istom primjeru ugljične kiseline.

CO2   +    H2O     <=>    H2CO3

Kiseli oksid + voda => oksid

Što se događa je molekula H2Ili se kovalentno veže s CO2. Ako se voda uklanja toplinom, ravnoteža se pomiče na regeneraciju CO2; to jest, vruće gazirano piće izgubit će svoj šumeći osjećaj prije nego što je hladno.

S druge strane, kiseli oksidi nastaju kada nemetalni element reagira s vodom; iako točnije, kada reaktivni element tvori oksid s kovalentnim karakterom, čije otapanje u vodi stvara H ione+.

Već je rečeno da su ioni H+ su produkt ionizacije dobivene oksacidne kiseline.

Primjeri obuke

Klorni oksid, Cl2O5, Reagira s vodom kako bi se dobila klorna kiselina:

cl2O5  +    H2O => HClO3

Sumporni oksid, SO3, Reagira s vodom u obliku sumporne kiseline:

SW3   +    H2O => H2SW4

I periodični oksid, I2O7, Reagira s vodom kako bi nastala periodična kiselina:

ja2O7   +    H2O => HIO4

Osim ovih klasičnih mehanizama za formiranje oksacida, postoje i druge reakcije s istom svrhom.

Na primjer, fosfor triklorid, PCI3, reagira s vodom da bi proizvela fosfornu kiselinu, oksidnu kiselinu i klorovodičnu kiselinu, halogenovodičnu kiselinu.

PCL3    +    3H2O => H3PO3 +      HCl

I fosfor pentaklorid, PCI5, reagira s vodom da se dobije fosforna kiselina i klorovodična kiselina.

PCL5   +    4H2O => H3PO4    +    HCl

Metalni oksidi

Neki prijelazni metali tvore kisele okside, tj. Otapaju se u vodi dajući oksacide.

Manganov oksid (VII) (bezvodni permanganski) Mn2O7 i kromov oksid (VI) su najčešći primjeri.

Mn2O7   +    H2O => HMnO4 (permanganska kiselina)

CrO3      +   H2O => H2CrO4 (kromna kiselina)

nomenklatura

Izračun valencije

Da bi se ispravno nazvao oksacid, mora se započeti određivanjem valentnog ili oksidacijskog broja središnjeg atoma E. Polazeći od generičke formule HEO, smatra se sljedeće:

-O ima valenciju -2

-Valencija H je +1

Imajući to u vidu, oksidni HEO je neutralan, tako da zbroj punjenja valencija mora biti jednak nuli. Dakle, imamo sljedeću algebarsku sumu:

-2 + 1 + E = 0

E = 1

Stoga je valenca E +1.

Tada moramo pribjeći mogućim valencijama koje mogu imati E. Ako su među njegovim valencijama vrijednosti +1, +3 i +4, E tada "radi" sa svojom nižom valencijom..

Imenujte kiselinu

Da biste nazvali HEO, počnite tako da ga nazovete acid, nakon čega slijedi ime E sa sufiksima -ico, ako radite s najvećom valencijom, u -oso, ako radite s najnižom valencijom. Kada postoje tri ili više, prefiksi hipo- i per- se koriste za označavanje najmanjih i najvećih valencija..

Dakle, HEO bi se zvao:

kiselina štucati(naziv E)podnijeti

Budući da je +1 najmanja od njegove tri valencije. A ako je to HEO2, tada bi E imao valenciju +3 i zvao bi se:

Acid (naziv E)podnijeti

I na isti način za HEO3, s E koji radi s valencijom +5:

Acid (naziv E)ico

Primjeri

U nastavku slijedi niz oksacida s njihovim nomenklaturama.

Oksakidi halogene skupine

Halogeni interveniraju formirajući oksacide s valencijama +1, +3, + 5 i +7. Klor, brom i jod mogu tvoriti 4 vrste oksacida koje odgovaraju tim valencijama. Ali jedini oksacid koji je pripremljen od fluora je hipofluorna kiselina (HOF), koja je nestabilna.

Kada oksacid iz skupine koristi valenciju +1, naziva se kako slijedi: hipoklorična kiselina (HClO); hipobromna kiselina (HBrO); hipoodonska kiselina (HIO); Hipofluorna kiselina (HOF).

Kod valencije +3 se ne koristi prefiks i koristi se samo sufiks medvjeda. Imate klorne kiseline (HClO2), bromoso (HBrO)2), i Yodoso (HIO)2).

Kod valencije +5 se ne koristi prefiks i koristi se samo sufiks ico. Imate klorne kiseline (HClO3), brómico (HBrO)3) i jod (HIO)3).

Dok se radi s valencijom +7, koristi se prefiks per i sufiks ico. Imate perklorne kiseline (HClO4), perbromni (HBrO)4) i periodično (HIO)4).

Oksakidi iz grupe VIA

Ne-metalni elementi ove skupine najčešće imaju valencije -2, +2, +4 i +6, tvoreći tri oksacide u najpoznatijim reakcijama..

S valencijom +2 koriste se prefiks hipo i sufiks medvjeda. Imate hiposulfurne kiseline (H2SW2), hiposeleničan (H2SEO2i hipoteluroso (H2Teo2).

Kod valencije +4 ne koristi se prefiks i koristi se sufiks medvjeda. Imate sumporne kiseline (H2SW3, seleničan (H2SEO3) i teluroso (H)2Teo3).

A kad rade s valencijom + 6, prefiks se ne koristi i koristi se sufiks ico. Imaju sumpornu kiselinu (H2SW4, selen (H2SEO4) i telurski (H2Teo4).

Boksove oksidne kiseline

Bor ima valenciju +3. Imate metaboličke kiseline (HBO2piroboric (H4B2O5i orthoboric (H3BO3). Razlika je u broju vode koja reagira s bornim oksidom.

Oksidne kiseline ugljika

Ugljik ima valencije +2 i +4. Primjeri: s valencijom +2, karbonatna kiselina (H2CO2s valencijom + 4, ugljičnom kiselinom (H2CO3).

Kromove oksidne kiseline

Krom ima valencije +2, +4 i +6. Primjeri: s valencijom 2, hipokromnom kiselinom (H2CrO2); s valencijom 4, kromnom kiselinom (H2CrO3); i s valencijom 6, kromnom kiselinom (H2CrO4).

Silikonske oksidne kiseline

Silicij ima valencije -4, +2 i +4. Ima metasilikatnu kiselinu (H2SiO3i pirosilikatnu kiselinu (H4SiO4). Napominjemo da u oba Si ima valnu +4, ali razlika je u broju molekula vode koje su reagirale s njegovim kiselim oksidom.

reference

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemija. (8. izdanje). CENGAGE Učenje.
  2. Urednik. (6. ožujka 2012.) Formulacija i nomenklatura oksacida. Preuzeto s: si-educa.net
  3. Wikipedia. (2018.). Oxyacid. Preuzeto s: en.wikipedia.org
  4. Steven S. Zumdahl. (2019). Oxyacid. Encyclopædia Britannica. Preuzeto s: britannica.com
  5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (31. siječnja 2018.) Zajednički oksoksidni spojevi. Preuzeto s: thoughtco.com