Oksidnomenklatur, typer, egenskaper og eksempler



den oksyder de er en familie av binære forbindelser der det er interaksjoner mellom elementet og oksygen. Så et oksid har en meget generell formel for EO-typen, hvor E er et hvilket som helst element.

Avhengig av mange faktorer, som den elektroniske naturen til E, dens ioniske radius og dens valenser, kan forskjellige typer oksider dannes. Noen er veldig enkle, og andre, som Pb3O4, (kalt minium, arcazon eller rød bly) er blandet; det vil si, de kommer fra kombinasjonen av mer enn ett enkelt oksid.

Men oksidens kompleksitet kan gå videre. Det er blandinger eller strukturer der mer enn ett metall kan gripe inn, og hvor i tillegg ikke proporsjonene er støkiometriske. I tilfelle av Pb3O4, forholdet Pb / O er lik 3/4, hvorav både teller og nevner er heltall.

I ikke-støkiometriske oksider er proporsjonene desimaltall. E0,75O1,78, er et eksempel på et hypotetisk ikke-støkiometrisk oksid. Dette fenomenet forekommer med de såkalte metalloksider, spesielt med overgangsmetallene (Fe, Au, Ti, Mn, Zn, etc.).

Imidlertid er det oksider hvis egenskaper er mye enklere og differensierbare, som det er den ioniske eller kovalente karakter. I de oksidene der den ioniske karakteren dominerer, vil de være sammensatt av kationer E+ og anioner O2-; og de rent kovalente, de enkle (E-O) eller dobbelte (E = O) -linkene.

Det som dikterer den ioniske karakteren av et oksyd er forskjellen mellom elektronegativitet mellom E og O. Når E er et meget elektositive metall, vil EO ha en høy ionisk karakter. Mens hvis E er elektroniskegativ, nemlig et ikke-metall, vil dets EO oksyd være kovalent.

Denne egenskapen definerer mange andre som er utstilt av oksyder, og deres evne til å danne baser eller syrer i vandig løsning. Herfra oppstår de såkalte basiske og sure oksider. De som ikke oppfører seg som enten, eller som viser begge egenskaper, er nøytrale eller amfotere oksider.

index

  • 1 Nomenklatur
    • 1.1 Systematisk nomenklatur
    • 1.2 Lagernomenklatur
    • 1.3 Tradisjonell nomenklatur
  • 2 Typer av oksider
    • 2.1 Grunnleggende oksider
    • 2,2 sure oksider
    • 2.3 Neutrale oksider
    • 2,4 amfotere oksider
    • 2,5 blandede oksider
  • 3 Egenskaper
  • 4 Hvordan blir de dannet?
  • 5 Eksempler på oksyder
    • 5.1 Overgangsmetalloksider
    • 5.2 Ytterligere eksempler
  • 6 Referanser

nomenklatur

Det er tre måter å nevne oksider (som også gjelder for mange andre forbindelser). Disse er korrekte uavhengig av det ioniske karakteren av EO oksid, så deres navn sier ikke noe om egenskapene eller strukturen.

Systematisk nomenklatur

Gitt oksidene EO, E2O, E2O3 og EO2, Ved første øyekast kan du ikke vite hva som ligger bak dine kjemiske formler. Tallene angir imidlertid støkiometriske proporsjoner eller E / O-forholdet. Fra disse tallene kan de bli gitt navn selv om det ikke er angitt med hvilken valens "virker" E.

Antallet av atomer for både E og O er angitt med det greske nummerprefikset. På denne måten mono- betyr at det bare er ett atom; di-, to atomer; tri-, tre atomer og så videre.

Så, navnene på de tidligere oksyder i henhold til den systematiske nomenklaturen er:

-det chignonE (EO) oksyd.

-det chignonoxide diE (E2O).

-Trioksyd av diE (E2O3).

-diE oksyd (EO2).

Bruk deretter denne nomenklaturen for Pb3O4, det røde oksidet av det første bildet, vi har:

pb3O4: tetraoksyd av triføre.

For mange blandede oksider, eller med høye støkiometriske forhold, er det veldig nyttig å ty til systematisk nomenklatur for å nevne dem.

Lagernomenklatur

Valencia

Selv om det ikke er kjent hvilket element er E, er det nok med E / O-forholdet å vite hvilken valens den bruker i oksydet. Hvordan? Gjennom prinsippet om elektroneutralitet. Dette krever at summen av ladningene av ioner i en forbindelse må være lik null.

Dette gjøres ved å anta en høy ionisk karakter for ethvert oksyd. Dermed har O-verdien -2 fordi den er O2-, og E må gi n + slik at den nøytraliserer de negative ladningene av oksydanionen.

For eksempel, i EO jobber atom E med valens +2. Hvorfor? Fordi ellers ikke kunne nøytralisere belastningen -2 av den eneste O. For E2Eller E har valens +1, siden ladningen +2 må deles mellom de to atomer av E.

Og i E2O3, De negative kostnadene bidratt med O må først beregnes. Siden det er tre av dem, så: 3 (-2) = -6. For å nøytralisere lasten -6 er det nødvendig at E gir +6, men fordi det er to av dem, er +6 delt med to, og etterlater E med en valens på +3.

Mnemonic regel

O har alltid valens -2 i oksydene (med mindre det er et peroksid eller superoksid). Så en mnemonisk regel for å bestemme valensen av E er ganske enkelt å ta hensyn til tallet som følger med O. E, derimot, vil nummer 2 følge med, og hvis ikke, betyr det at det var en forenkling.

For eksempel, i EO er valensen av E +1, fordi selv om den ikke er skrevet, er det bare en O. Og for EO2, i fravær av en 2 ledsagende E, var det en forenkling, og for å fremstå må den multiplisere med 2. Således forblir formelen som E2O4 og valensen av E er da +4.

Denne regelen mislykkes imidlertid for noen oksyder, for eksempel Pb3O4. Derfor er det alltid nødvendig å utføre nøytralitetsberegningene.

Hva består det av?

Når E-valensen er til stede, består lagernomenklaturen av å spesifisere den innen parentes og med romerske tall. Av alle nomenklaturene er dette det enkleste og mest presise med hensyn til de elektroniske egenskapene til oksydene.

Hvis E, derimot, har bare en valens (som finnes i det periodiske tabellen), er det ikke spesifisert.

Således for oksidet EO hvis E har valens +2 og +3, kalles det: oksid av (navn på E) (II). Men hvis E bare har valens +2, så kalles oksidet: oksid (navnet på E).

Tradisjonell nomenklatur

For å nevne navnet på oksyder, bør suffiklene -ico eller -oso, for de større eller mindre valensene, legges til deres latinske navn. Hvis det er mer enn to, så er prefikset -hype, for det minste og -per, for det største av alt.

For eksempel fungerer bly med valner +2 og +4. I PbO har det valens +2, så det kalles: rørformet oksid. Mens PbO2 Det kalles: Plumbico oksid.

Og Pb3O4, Hvordan kalles det i henhold til de to tidligere nomenklaturene? Det har ingen navn. Hvorfor? Fordi Pb3O4 egentlig består av en blanding 2 [PbO] [PbO2]; det vil si at det røde faststoffet har en dobbelt konsentrasjon av PbO.

Av denne grunn ville det være galt å prøve å gi et navn til Pb3O4 Det består ikke av systematisk nomenklatur eller populær slang.

Typer av oksider

Avhengig av hvilken del av det periodiske bordet E er, og derfor dets elektroniske natur, kan en type oksyd eller en annen dannes. Herfra oppstår flere kriterier for å tildele dem en type, men de viktigste er de som er relatert til deres surhet eller basicitet.

Grunnleggende oksider

De grunnleggende oksydene er karakterisert ved å være ioniske, metalliske, og enda viktigere, genererer en grunnleggende løsning når de oppløses i vann. For å bestemme eksperimentelt hvis et oksyd er grunnleggende, må det legges til en beholder med vann og universell indikator oppløst i den. Fargingen før oksygen tilsettes, skal være grønn, nøytral pH.

Når oksydet er tilsatt til vannet, hvis fargen endrer seg fra grønt til blått, betyr det at pH-verdien har blitt grunnleggende. Dette skyldes at det oppnås en balanse mellom oppløseligheten mellom dannet hydroksid og vannet:

EO (s) + H2O (1) => E (OH)2(S) <=> E2+(ac) + OH-(Aq)

Selv om oksydet er uoppløselig i vann, er det tilstrekkelig for en liten del å oppløse for å modifisere pH. Noen grunnleggende oksider er så oppløselige at de genererer kaustiske hydroksyder som NaOH og KOH. Det vil si oksider av natrium og kalium, Na2O og K2Eller, de er veldig grunnleggende. Legg merke til valensen av +1 for begge metaller.

Syreroksyder

Syreroksyder er karakterisert ved å ha et ikke-metallisk element, er kovalente og også generere sure løsninger med vann. Igjen kan dens surhet kontrolleres med universell indikator. Hvis denne tiden ved å legge oksydet til vannet, blir den grønne fargen rødaktig, da er det et syreoksid.

Hvilken reaksjon finner sted? Følgende:

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

Et eksempel på et syreoksid, som ikke er et fast stoff, men en gass, er CO2. Når det oppløses i vann, dannes det karbonsyre:

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

Også CO2 Den består ikke av anioner ELLER2- og kationer4+, men i et molekyl dannet av kovalente bindinger: O = C = O. Dette er kanskje en av de største forskjellene mellom grunnleggende oksider og syrer.

Nøytral oksider

Disse oksidene endrer ikke den grønne fargen på vann ved nøytral pH; det vil si, de danner ikke hydroksider, eller syrer i vandig løsning. Noen av dem er: N2O, NO og CO. Som CO har de kovalente bindinger som kan illustreres av Lewis strukturer eller en hvilken som helst koblingsteori.

Amfotere oksider

En annen måte å klassifisere oksyder på, avhenger av om de reagerer med en syre eller ikke. Vann er en veldig svak syre (og en base også), slik at amfotere oksyder ikke utviser "begge sider". Disse oksyder karakteriseres ved å reagere både med syrer og baser.

Aluminiumoksid, for eksempel, er et amfotert oksid. De følgende to kjemiske ligninger representerer deres reaksjon med syrer eller baser:

til2O3(s) + 3H2SW4(ac) => Al2(SO4)3(ac) + 3H2O (l)

til2O3(s) + 2NaOH (ac) + 3H2O (1) => 2NaAl (OH)4(Aq)

Alen2(SO4)3 er aluminiumsulfatsaltet og NaAl (OH)4 et komplekst salt som kalles natriumtetrahydroksinaluminat.

Hydrogenoksyd, H2Eller (vann), det er også amfotert, og dette er påvist i sin ioniseringsvekt:

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

Blandede oksider

Blandede oksider er de som består av blandingen av en eller flere oksyder i samme faste stoff. Pb3O4 Det er et eksempel på dem. Magnetitten, troen3O4, Det er også et annet eksempel på et blandet oksyd. Troen3O4 Det er en blanding av FeO og Fe2O3 i 1: 1 proporsjoner (i motsetning til Pb)3O4).

Blandingene kan være mer komplekse og danner således et rikt utvalg av oksydmineraler.

egenskaper

Egenskapene til oksydene avhenger av deres type. Oksidene kan være ioniske (En+O2-), slik som CaO (Ca2+O2-), eller kovalent, som SO2, O = S = O.

Fra dette faktum, og tendensen av elementene til å reagere med syrer eller baser, samles en rekke egenskaper for hvert oksid.

Ovenstående reflekteres også i fysiske egenskaper som smeltepunkt og kokepunkt. Ioniske oksyder tendens til å danne meget varmebestandige krystallinske strukturer, slik at deres smeltepunkter er høy (større enn 1000), mens den lavtsmeltende kovalente, eller er gasser eller væsker.

Hvordan blir de dannet?

Oksider dannes når elementene reagerer med oksygen. Denne reaksjonen kan oppstå ved enkel kontakt med oksygenholdige atmosfærer, eller krever varme (som flammen til en sigarettenner). Det vil si at når et objekt blir brent, reagerer det med oksygen (så lenge det er tilstede i luften).

Hvis et stykke fosfor blir tatt, for eksempel, og plassert i flammen, vil det brenne og danne det tilsvarende oksydet:

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

Under denne prosessen kan noen faste stoffer, som kalsium, brenne med en lys og fargerik flamme.

Et annet eksempel er oppnådd ved å brenne tre eller noe organisk stoff som har karbon:

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

Men hvis det er en oksygenmangel, dannes CO istedenfor CO2:

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

Legg merke til hvordan C / O-forholdet brukes til å beskrive forskjellige oksider.

Eksempler på oksider

Det øvre bildet tilsvarer kovalentoksydstrukturen I2O5, den mest stabile formen av jod. Legg merke til sine enkle og dobbelte obligasjoner, samt de formelle ladningene til I og oksygenene til sidene.

Halogenoksydene kjennetegnes ved at de er kovalente og meget reaktive, idet slike er tilfeller av O2F2 (F-O-O-F) og OF2 (F-O-F). Klordioksid, ClO2, for eksempel er det det eneste kloroksidet som syntetiseres ved industrielle skalaer.

Fordi halogener danner kovalente oksyder, beregnes deres "hypotetiske" valenser på samme måte gjennom prinsippet om elektroneutralitet.

Overgangsmetalloksider

I tillegg til halogenoksider har vi oksyder av overgangsmetaller:

-CoO: koboltoksid (II); koboltoksid; du koboltmonoksid.

-HgO: kvikksølvoksyd (II); kvikksølvoksyd; du kvikksølvmonoksid.

-Ag2O: sølv oksid; sølv oksid; eller diplomatmonoksid.

-Au2O3: gulloksyd (III); aureusoksid; eller diotrioksyd.

Ytterligere eksempler

-B2O3: boroksid; bor oksid; eller dibortrioksyd.

-cl2O7: kloroksyd (VII); perkloroksyd; diklorheptoksid.

-NEI: nitrogenoksid (II); nitrogenoksyd; nitrogenmonoksid.

referanser

  1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi (fjerde utgave). Mc Graw Hill.
  2. Metall og ikke-metalliske oksider. Tatt fra: chem.uiuc.edu
  3. Gratis kjemi Online. (2018). Oksyder og ozon. Tatt fra: freechemistryonline.com
  4. Toppr. (2018). Enkle oksyder. Tatt fra: toppr.com
  5. Steven S. Zumdahl. (7. mai 2018). Oksiderer. Encyclopediae Britannica. Hentet fra: britannica.com
  6. Kjemi LibreTexts. (24. april 2018). Oksider. Tatt fra: chem.libretexts.org
  7. Quimicas.net (2018). Eksempler på oksyder. Hentet fra: quimicas.net