Okseacidskarakteristikker, hvordan de dannes, nomenklatur og eksempler



en oksosyre eller oksoacid er en ternær syre bestående av hydrogen, oksygen og et ikke-metallisk element som utgjør det såkalte sentrale atom. Avhengig av antall oksygenatomer, og derfor oksidasjonstilstandene til det ikke-metalliske elementet, kan flere oksysyrer dannes.

Disse stoffene er rent uorganiske; Kull kan imidlertid danne en av de mest kjente oksysyrene: karbonsyre, H2CO3. Som kjemisk formel viser seg selv, har den tre atomer av O, en av C og to av H.

De to H-atomer av H2CO3 de blir utgitt til mediet som H+, som forklarer sine sure egenskaper. Hvis en vandig oppløsning av karbonsyre oppvarmes, vil den frigjøre en gass.

Denne gassen er karbondioksid, CO2, et uorganisk molekyl som stammer fra forbrenningen av hydrokarboner og cellulær respirasjon. Hvis CO ble returnert2 til vannbeholderen, H2CO3 ville bli dannet igjen; Derfor dannes oksosyre når et bestemt stoff reagerer med vann.

Denne reaksjonen observeres ikke bare for CO2, men for andre uorganiske kovalente molekyler kalt syreoxider.

Oksosider presenterer et stort antall bruksområder, som er vanskelige å beskrive generelt. Dens anvendelse vil avhenge enormt på det sentrale atom og antall oksygener.

De kan brukes fra forbindelser til syntese av materialer, gjødsel og sprengstoff, selv for analytiske formål eller produksjon av brus; som med karbonsyre og fosforsyre, H3PO4, danner en del av sammensetningen av disse drikkene.

index

  • 1 Kjennetegn og egenskaper av en oksyd
    • 1.1 Hydroksygrupper
    • 1.2 Sentralt atom
    • 1.3 Syrestyrke
  • 2 Hvordan dannes oksysyrer?
    • 2.1 Opplæringseksempler
    • 2.2 Metaloksysyrer
  • 3 Nomenklatur
    • 3.1 Beregning av valensen
    • 3.2 Benytt syre
  • 4 eksempler
    • 4.1 Oksosyrer av halogengruppen
    • 4.2 Oksosider av VIA-gruppen
    • 4.3 Oksosyrer av bor
    • 4.4 oksygen av karbon
    • 4,5 kromoksysyrer
    • 4.6 Oksosider av silisium
  • 5 referanser

Karakteristika og egenskaper av en oksyd

Hydroksygrupper

Det øvre bildet viser en generell formel H.E.O for oksysyrer. Som det kan ses, har det hydrogen (H), oksygen (O) og et sentralt atom (E); at i tilfelle av karbonsyre, er karbon, C.

Vævet i oksysyrene er vanligvis koblet til et oksygenatom og ikke til det sentrale atom. Fosforsyre, H3PO3, representerer et spesielt tilfelle hvor et av hydrogenene er bundet til fosforatomet; derfor er dens strukturformel best representert som (OH)2OPH.

Mens for nitrosyre, HNO2, har et skjelett H-O-N = O, så det har en hydroksylgruppe (OH) som dissocierer for å frigjøre hydrogen.

Så et av hovedkarakteristikaene til en oksyd er ikke bare at den har oksygen, men også at det er som en OH-gruppe.

På den annen side har noen oksysyrer det som kalles en oksogruppe, E = O. I tilfelle fosforsyre har den en oksogruppe, P = O. De mangler H atomer, så de "er ikke ansvarlige" for surheten.

Sentralt atom

Det sentrale atom (E) kan eller ikke være et elektronegativt element, avhengig av sin plassering i blokk p av det periodiske bordet. På den annen side tiltrekker oksygen, et element som er litt mer elektronegativ enn nitrogen, elektroner fra OH-bindingen; og dermed tillate frigjøring av H-ionet+.

E er derfor knyttet til OH-grupper. Når et H ion frigjøres+ ioniseringen av syren skjer; det vil si at den anskaffer en elektrisk ladning, som i sin sak er negativ. En oksyksyre kan frigjøre så mange H-ioner+ som OH-grupper har i sin struktur; og jo mer det er, desto større er den negative ladningen.

Svovel for svovelsyre

Svovelsyren, polyprotisk, har som molekylformel H2SW4. Denne formelen kan også skrives som følger: (OH)2SW2, for å understreke at svovelsyre har to hydroksylgrupper festet til svovel, dets sentrale atom.

Reaksjonene av ioniseringen er:

H2SW4 => H+    +     HSO4-

Deretter frigjøres den andre H+ av den gjenværende OH-gruppen, langsommere til det punkt der en balanse kan etableres:

HSO4-    <=>   H+    +     SW42-

Den andre dissosiasjonen er vanskeligere enn den første, siden en positiv ladning må skilles (H+) av en dobbel negativ ladning (SO42-).

Syrestyrke

Styrken på nesten alle oksysyrene som har det samme sentrale atom (ikke metall) øker med økningen av oksidasjonstilstanden til det sentrale elementet; som igjen er direkte relatert til økningen i antall oksygenatomer.

For eksempel er det vist tre serier av oksyder, hvis surhetskrefter er bestilt fra laveste til høyeste:

H2SW3 < H2SW4

HNO2 < HNO3

HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4

I de fleste oksyksyrene som har forskjellige elementer med samme oksidasjonstilstand, men tilhører den samme gruppen i det periodiske bordet, øker styrken av syre direkte med det elektroniske negativiteten til det sentrale atom:

H2SEO3 < H2SW3

H3PO4 < HNO3

HBrO4 < HClO4

Hvordan dannes oksysyrer?

Som nevnt i begynnelsen, oppstår oksysyrer når visse stoffer, kalt syreoxider, reagerer med vann. Dette vil bli forklart ved å bruke det samme eksempelet på karbonsyre.

CO2   +    H2O     <=>    H2CO3

Syr oksid + vann => oksid

Hva skjer er at H-molekylet2Eller kovalent binder med CO2. Hvis vann fjernes ved varme, blir likevekten skiftet til CO-regenerering2; det vil si, en varm brus drikker sin brennende følelse raskere enn en kald en.

På den annen side dannes syreoksider når et ikke-metallisk element reagerer med vann; selv om det reaktive element danner et oksid med kovalent karakter, hvis oppløsning i vann genererer H-joner+.

Det har allerede blitt sagt at H ioner+ er produktet av ioniseringen av det resulterende oksydet.

Treningseksempler

Kloroksyd, Cl2O5, Reagerer med vann for å gi klorsyre:

cl2O5  +    H2O => HClO3

Svoveloksyd, SO3, Reagerer med vann for å danne svovelsyre:

SW3   +    H2O => H2SW4

Og det periodiske oksidet, jeg2O7, Reagerer med vann for å danne periodisk syre:

jeg2O7   +    H2O => HIO4

I tillegg til disse klassiske mekanismer for dannelse av oksyder, er det andre reaksjoner med samme formål.

For eksempel fosfortriklorid, PCl3, reagerer med vann for å produsere fosforsyre, en oksydsyre og saltsyre, en hydrohalinsyre.

PCL3    +    3 H2O => H3PO3 +      HCl

Og fosforpentaklorid, PCl5, reagerer med vann for å gi fosforsyre og saltsyre.

PCL5   +    4 H2O => H3PO4    +    HCl

Metalloksysyrer

Noen overgangsmetaller danner syreoksider, det vil si de oppløses i vann for å gi oksyder.

Manganoksyd (VII) (permanganisk vannfri) Mn2O7 og kromoksyd (VI) er de vanligste eksemplene.

Mn2O7   +    H2O => HMnO4 (permangansyre)

CrO3      +   H2O => H2CrO4 (kromsyre)

nomenklatur

Beregning av valensen

For å kunne betegne et oxisyre, må man starte ved å bestemme valens eller oksidasjonsnummeret til det sentrale atom E. Fra den generiske formelen HEO vurderes følgende:

-O har valence -2

-Valens av H er +1

Med dette i bakhodet er oksydet HEO nøytral, så summen av beløpene til valensene må være lik null. Dermed har vi følgende algebraiske sum:

-2 + 1 + E = 0

E = 1

Derfor er valensen av E +1.

Da må vi ty til de mulige valensene som kan ha E. Hvis det mellom verdiene hans er verdiene +1, +3 og +4, E, så virker E med sin lavere valens.

Gi navnet syre

For å nevne HEO begynner du å kalle det syre, etterfulgt av navnet E med suffikser -ico, hvis du jobber med høyeste valens, u -oso, hvis du jobber med laveste valens. Når det er tre eller flere, blir prefiksene hypo- og per- brukt til å referere til den minste og største av valensene..

Så ville HEO bli kalt:

syre hikke(navn på E)bjørn

Siden +1 er den minste av sine tre valenser. Og hvis det var HEO2, da ville E ha valence +3 og det ville bli kalt:

Syre (navn på E)bjørn

Og på samme måte for HEO3, med E som arbeider med valence +5:

Syre (navn på E)ico

eksempler

Nedenfor er en serie oksyksyrer med deres respektive nomenklaturer.

Oksosyrer av halogengruppen

Halogenene griper inn i dannelse av oksyder med valensene +1, +3, +5 og +7. Klor, brom og jod kan danne 4 typer oksyder som tilsvarer disse valensene. Men det eneste oksydet som er fremstilt fra fluor er hypofluorsyre (HOF), noe som er ustabilt.

Når en oxysyre i gruppen bruker valensen +1, blir den kalt som følger: hypoklorsyre (HClO); hypobromøs syre (HBrO); hypoiodose syre (HIO); Hypofluorsyre (HOF).

Med valens +3 prefiks er ikke brukt, og bare bjørn suffiks brukes. Du har klorsyrene (HClO2), bromoso (HBrO)2), og Yodoso (HIO)2).

Med valence +5 prefiks er ikke brukt og bare suffikset ico brukes. Du har klorsyrene (HClO3), bromico (HBrO)3) og jod (HIO)3).

Når du arbeider med valensen +7, brukes prefikset per og suffikset ico. Du har perklorsyre (HClO4), perbromic (HBrO)4) og periodisk (HIO)4).

Oksosyrer fra VIA-gruppen

Ikke-metallselementene i denne gruppen har som de vanligste valensene -2, +2, +4 og +6, danner tre oksyder i de mest kjente reaksjonene.

Med valensen +2 brukes prefikset hipo og bjørn suffiks. Du har hyposvovelsyrene (H2SW2), hyposelenisk (H2SEO2) og hypoteluroso (H2Teo2).

Med valence +4 prefiks er ikke brukt og bjørn suffiks brukes. Du har svovelsyrene (H2SW3), selenisk (H2SEO3) og teluroso (H)2Teo3).

Og når de jobber med valensen + 6, brukes ikke prefiks og ico suffiks brukes. De har svovelsyre (H2SW4), selenisk (H2SEO4) og tellurisk (H2Teo4).

Oksygen av bor

Bor har en valens +3. Du har metabolske syrer (HBO2), piroboric (H4B2O5) og orthoboric (H3BO3). Forskjellen er i antall vann som reagerer med bor oksid.

Oksygen av karbon

Karbon har valner +2 og +4. Eksempler: med valens +2, karbonholdig syre (H2CO2), og med valens +4, karbonsyre (H2CO3).

Kromoksysyrer

Krom har valner +2, +4 og +6. Eksempler: med valens 2, hypokromsyre (H2CrO2); med valens 4, kromsyre (H2CrO3); og med valens 6, kromsyre (H2CrO4).

Oksygen av silisium

Silisium har valenser -4, +2 og +4. Den har metasilinsyre (H2SiO3), og pyrosilinsyre (H4SiO4). Merk at i begge Si har en +4 valens, men forskjellen ligger i antall vannmolekyler som reagerte med syreoksydet.

referanser

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi. (8. utgave). CENGAGE Learning.
  2. Editor. (6. mars 2012). Formulering og nomenklatur av oksysyrene. Hentet fra: si-educa.net
  3. Wikipedia. (2018). Oksysyre. Hentet fra: en.wikipedia.org
  4. Steven S. Zumdahl. (2019). Oksysyre. Encyclopædia Britannica. Hentet fra: britannica.com
  5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (31. januar 2018). Vanlige oksoacidforbindelser. Hentet fra: thoughtco.com