Nomenklatura oksida, vrste, svojstva i primjeri



oksidi oni su obitelj binarnih spojeva gdje postoje interakcije između elementa i kisika. Dakle, oksid ima vrlo opću formulu tipa EO, gdje je E bilo koji element.

Ovisno o mnogim čimbenicima, kao što su elektronska priroda E, njezin ionski radijus i njegove valencije, mogu se formirati različiti tipovi oksida. Neki su vrlo jednostavni, a drugi poput Pb3O4, (nazivaju se minium, arcazón ili crveni olov) su mješoviti; to jest, oni su rezultat kombinacije više od jednog jednostavnog oksida.

Ali složenost oksida može ići dalje. Postoje mješavine ili strukture u koje se može intervenirati više od jednog metala, a osim toga proporcije nisu stehiometrijske. U slučaju Pb3O4, omjer Pb / O jednak je 3/4, od kojih su i brojnik i nazivnik cijeli brojevi.

U nestehiometrijskim oksidima proporcije su decimalni brojevi. E0.75O1.78, je primjer hipotetskog ne-stehiometrijskog oksida. Ovaj fenomen javlja se kod takozvanih metalnih oksida, osobito s prijelaznim metalima (Fe, Au, Ti, Mn, Zn, itd.).

Međutim, postoje oksidi čija su svojstva mnogo jednostavnija i različitija, kao što je to ionski ili kovalentni karakter. U onim oksidima gdje prevladava ionski karakter, oni će biti sastavljeni od kationa E+ i anioni O2-; i one čisto kovalentne, jednostavne (E-O) ili dvostruke (E = O) veze.

Ono što diktira ionski karakter oksida je razlika elektronegativnosti između E i O. Kada je E vrlo elektropozitivni metal, tada će EO imati visok ionski karakter. Ako je E elektronegativan, tj. Ne-metalni, njegov EO oksid će biti kovalentan.

Ovo svojstvo definira mnoge druge izložene oksidima, kao što je njihova sposobnost da formiraju baze ili kiseline u vodenoj otopini. Odavde nastaju takozvani bazični i kiseli oksidi. Oni koji se ne ponašaju kao ni, ili koji pokazuju obje karakteristike, su neutralni ili amfoterni oksidi.

indeks

  • 1 Nomenklatura
    • 1.1. Sustavna nomenklatura
    • 1.2. Nomenklatura zaliha
    • 1.3. Tradicionalna nomenklatura
  • 2 Vrste oksida
    • 2.1 Osnovni oksidi
    • 2.2. Kiselinski oksidi
    • 2.3 Neutralni oksidi
    • 2.4 Amfoterni oksidi
    • 2.5 Miješani oksidi
  • 3 Svojstva
  • 4 Kako se oni formiraju?
  • 5 Primjeri oksida
    • 5.1 Prelazni oksidi metala
    • 5.2 Dodatni primjeri
  • 6 Reference

nomenklatura

Postoje tri načina za spomenuti okside (koji se također primjenjuju na mnoge druge spojeve). Oni su ispravni bez obzira na ionski karakter EO oksida, pa njihova imena ne govore ništa o njihovim svojstvima ili strukturama.

Sustavna nomenklatura

S obzirom na okside EO, E2O, E2O3 i EO2, Na prvi pogled ne možete znati što se nalazi iza vaših kemijskih formula. Međutim, brojevi označavaju stehiometrijske razmjere ili omjer E / O. Iz tih brojeva mogu se dati nazivi čak i ako nije navedeno s kojim valencijom "radi" E.

Brojevi atoma i za E i za O označeni su prefiksima grčkog broja. Na taj način mono- znači da postoji samo jedan atom; di-, dva atoma; tri-, tri atoma, i tako dalje.

Dakle, imena prethodnih oksida prema sustavnoj nomenklaturi su:

-to punđaE (EO) oksid.

-to punđaoksid diE (E2O).

-trioksid diE (E2O3).

-diE oksid (EO2).

Primjenjujući tada tu nomenklaturu za Pb3O4, crveni oksid prve slike, imamo:

Pb3O4: tetraoksid trivoditi.

Za mnoge miješane okside, ili s visokim stehiometrijskim omjerima, vrlo je korisno pribjeći sistematskoj nomenklaturi da ih imenujemo.

Nomenklatura zaliha

Valencia

Iako nije poznato koji je element E, dovoljno je da E / O omjer zna što valenca koristi u svom oksidu. Kako? Kroz princip elektroneutralnosti. To zahtijeva da zbroj punjenja iona u spoju mora biti jednak nuli.

To se postiže pretpostavkom visokog ionskog karaktera za bilo koji oksid. Dakle, O ima naplatu -2 jer je O2-, i E mora osigurati n + tako da neutralizira negativne naboje oksida aniona.

Na primjer, u EO atom E radi s valencijom +2. Zašto? Jer inače ne bi mogla neutralizirati opterećenje -2 samo O.2Ili, E ima valenciju +1, budući da se naboj +2 mora podijeliti između dva atoma E.

I u E2O3, prvo se mora izračunati negativni naboji koje je pridonio O. Budući da ih ima tri, tada: 3 (-2) = -6. Da bi se neutraliziralo opterećenje -6 potrebno je da E osigura +6, ali zato što su dva od njih, +6 se dijeli s dva, ostavljajući E s valencijom od +3.

Mnemoničko pravilo

O uvijek ima valencu -2 u oksidima (osim ako nije peroksid ili superoksid). Dakle, mnemoničko pravilo kojim se određuje valenca E je jednostavno uzeti u obzir broj koji prati O. E, s druge strane, broj 2 će ga pratiti, a ako ne, to znači da je došlo do pojednostavljenja..

Na primjer, u EO valenca E je +1, jer čak i ako nije napisana, postoji samo jedna O. A za EO2, u odsutnosti 2 prateće E, došlo je do pojednostavljenja, i da se pojavi mora pomnožiti s 2. Dakle, formula ostaje kao E2O4 a valencija E je tada +4.

Međutim, ovo pravilo ne uspijeva kod nekih oksida, kao što je Pb3O4. Stoga je uvijek potrebno provesti izračun neutralnosti.

Od čega se sastoji?

Jednom kad je valenca E pri ruci, nomenklatura dionica sastoji se od specificiranja u zagradama i rimskim brojevima. Od svih nomenklatura ovo je najjednostavnije i najpreciznije s obzirom na elektronska svojstva oksida.

Ako E, s druge strane, ima samo jednu valenciju (koja se može naći u periodnom sustavu), onda nije specificirano.

Dakle, za oksid EO ako E ima valenciju +2 i +3, to se naziva: oksid (naziv E) (II). Ali ako E ima samo valenciju +2, tada se njen oksid naziva: oksid (naziv E).

Tradicionalna nomenklatura

Da spomenemo ime oksida, sufiksi -ico ili -oso, za veće ili manje valencije, treba dodati njihovim latinskim imenima. Ako ima više od dva, onda su prefiksi -ype, za najmanji i -per, za najveći od svih.

Na primjer, olovo djeluje s valencijama +2 i +4. U PbO ima valenciju +2, tako da se naziva: plumbous oxide. Dok PbO2 To se zove: Plúmbico oksid.

I Pb3O4, Kako se naziva prema prethodne dvije nomenklature? Nema imena. Zašto? Zato što je Pb3O4 zapravo se sastoji od smjese 2 [PbO] [PbO2]; to jest, crvena krutina ima dvostruku koncentraciju PbO.

Zbog toga bi bilo pogrešno pokušati dati ime Pb3O4 koja se ne sastoji od sustavne nomenklature ili popularnog slenga.

Vrste oksida

Ovisno o tome koji je dio periodnog sustava E i stoga njegova elektronska priroda, može se formirati jedan tip oksida ili drugog. Odavde se pojavljuju višestruki kriteriji za dodjelu tipova, ali najvažniji su oni koji se odnose na njihovu kiselost ili bazičnost.

Osnovni oksidi

Osnovni oksidi su karakteristični po tome što su ionski, metalni, i što je još važnije, stvaraju bazičnu otopinu kada se otope u vodi. Da bi se eksperimentalno utvrdilo je li oksid bazičan, mora se dodati u posudu s vodom i univerzalni indikator otopljen u njemu. Njegova obojenost prije dodavanja oksida mora biti zelena, neutralna pH.

Jednom kad se oksid doda u vodu, ako se njegova boja promijeni iz zelene u plavu, to znači da je pH postao bazičan. To je zato što uspostavlja ravnotežu topljivosti između formiranog hidroksida i vode:

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

Iako je oksid netopiv u vodi, dovoljno je da se mali dio otopi kako bi se izmijenio pH. Neki osnovni oksidi su toliko topivi da stvaraju kaustične hidrokside kao što su NaOH i KOH. To jest, natrijev i kalijev oksid, Na2O i K2Ili su vrlo osnovni. Zabilježite valenciju od +1 za oba metala.

Kiselinski oksidi

Kiselinski oksidi karakterizirani su time što imaju nemetalni element, kovalentni su i također stvaraju kisele otopine s vodom. Opet, njegova kiselost može se provjeriti univerzalnim indikatorom. Ako ovaj put dodavanjem oksida u vodu, njegova zelena boja postaje crvenkasta, onda je to kiseli oksid.

Kakva se reakcija događa? Sljedeće:

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

Primjer kiselinskog oksida, koji nije kruta tvar, već plin, je CO2. Kada se otapa u vodi, on stvara ugljičnu kiselinu:

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

Također, CO2 Ne sastoji se od aniona OR2- i C kationi4+, ali u molekuli koju čine kovalentne veze: O = C = O. To je možda jedna od najvećih razlika između osnovnih oksida i kiselina.

Neutralni oksidi

Ovi oksidi ne mijenjaju zelenu boju vode pri neutralnom pH; to jest, ne stvaraju hidrokside, niti kiseline u vodenoj otopini. Neki od njih su: N2O, NO i CO. Kao i CO, oni imaju kovalentne veze koje se mogu ilustrirati Lewisovim strukturama ili bilo kojom teorijom veza.

Amfoterni oksidi

Drugi način klasificiranja oksida ovisi o tome reagiraju li s kiselinom ili ne. Voda je vrlo slaba kiselina (i baza također), tako da amfoterni oksidi ne pokazuju "obje strane". Ovi oksidi su karakterizirani reakcijom s kiselinama i bazama.

Primjerice, aluminijev oksid je amfoterni oksid. Sljedeće dvije kemijske jednadžbe predstavljaju njihovu reakciju s kiselinama ili bazama:

do2O3(s) + 3H2SW4(ac) => Al2(SO4)3(ac) + 3H2O (l)

do2O3(s) + 2NaOH (ac) + 3H2O (l) => 2NaAl (OH)4(Aq)

Al2(SO4)3 je sol aluminijevog sulfata i NaAl (OH)4 kompleksna sol nazvana natrijev tetrahidroksin aluminat.

Vodikov oksid, H2Ili (voda), također je amfoterna, a to se očituje u njezinoj ionizacijskoj ravnoteži:

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

Mješani oksidi

Mješani oksidi su oni koji se sastoje od smjese jednog ili više oksida u istoj krutini. Pb3O4 To je njihov primjer. Magnetit, Vjera3O4, to je također drugi primjer miješanog oksida. Vjera3O4 To je smjesa FeO i Fe2O3 u omjerima 1: 1 (za razliku od Pb)3O4).

Mješavine mogu biti složenije, što dovodi do bogatog broja oksidnih minerala.

nekretnine

Svojstva oksida ovise o njihovoj vrsti. Oksidi mogu biti ionski (En+O2-), kao što je CaO (Ca2+O2-), ili kovalentno, kao SO2, O = S = O.

Iz te činjenice i tendencije elemenata da reagiraju s kiselinama ili bazama, skupljeno je više svojstava za svaki oksid.

Također, gore navedeno se odražava u fizičkim svojstvima kao što su točke taljenja i vrenja. Ionski oksidi imaju tendenciju stvaranja kristalnih struktura koje su vrlo otporne na toplinu, tako da su njihova tališta visoke (iznad 1000 ° C), dok se kovalentno tali na niskim temperaturama, ili čak plinovima ili tekućinama.

Kako se oni formiraju?

Oksidi nastaju kada elementi reagiraju s kisikom. Ova reakcija se može dogoditi jednostavnim kontaktom s atmosferom bogatom kisikom ili zahtijeva toplinu (poput plamena upaljača za cigarete). To jest, kad se objekt spali, reagira s kisikom (sve dok je prisutan u zraku).

Ako se primjerice uzme komad fosfora i stavi u plamen, on će izgorjeti i formirati odgovarajući oksid:

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

Tijekom ovog procesa neke krutine, kao što je kalcij, mogu izgorjeti s vedrim i šarenim plamenom.

Drugi primjer se dobiva paljenjem drva ili bilo koje organske supstance koja posjeduje ugljik:

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

Ali ako postoji nedostatak kisika, CO se stvara umjesto CO2:

C (s) + 1/202(g) => CO (g)

Zabilježite kako se za opisivanje različitih oksida koristi omjer C / O.

Primjeri oksida

Gornja slika odgovara strukturi kovalentnog oksida I2O5, najstabilniji oblik joda. Zabilježite njegove jednostavne i dvostruke veze, kao i formalne naboje I i kisika na njegove laterale.

Halogeni oksidi su karakterizirani time što su kovalentni i vrlo reaktivni, kao što su slučajevi O2F2 (F-O-O-F) i OF2 (F-O-F). Klor-dioksid, ClO2, na primjer, to je jedini klorni oksid koji se sintetizira u industrijskim razmjerima.

Budući da halogeni tvore kovalentne okside, njihove "hipotetske" valencije izračunavaju se na isti način kroz princip elektroneutralnosti.

Prelazni oksidi metala

Osim halogenih oksida, imamo i okside prijelaznih metala:

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

-HgO: živin oksid (II); živin oksid; u živinog monoksida.

-Ag2O: srebrni oksid; srebrni oksid; ili diplomatski monoksid.

-au2O3: zlatni oksid (III); aureus oksid; ili dioro trioksid.

Dodatni primjeri

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

-cl2O7: klor-oksid (VII); perklorni oksid; dikloro heptoksid.

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

reference

  1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganska kemija (četvrto izdanje). Mc Graw Hill.
  2. Metalni i nemetalni oksidi. Preuzeto iz: chem.uiuc.edu
  3. Besplatna kemija Online. (2018.). Oksidi i ozon. Preuzeto s: freechemistryonline.com
  4. Toppr. (2018.). Jednostavni oksidi. Preuzeto s: toppr.com
  5. Steven S. Zumdahl. (7. svibnja 2018.) Oksidira. Encyclopediae Britannica. Preuzeto s: britannica.com
  6. Kemija LibreTexts. (24. travnja 2018.) Oksidi. Preuzeto s: chem.libretexts.org
  7. Quimicas.net (2018). Primjeri oksida. Preuzeto s: quimicas.net