Оксакидне карактеристике, како се оне формирају, номенклатура и примјери

А окацид или оксо-киселина је тернарна киселина састављена од водоника, кисеоника и неметалног елемента који чини такозвани централни атом. У зависности од броја атома кисеоника, и према томе, оксидационих стања неметалног елемента, може се формирати неколико оксацида..

Ове супстанце су чисто неорганске; Међутим, угљеник може да формира једну од најпознатијих оксакида: карбонску киселину, Х₂ЦО₃. Пошто се његова хемијска формула доказује сама по себи, она има три атома О, један од Ц и два од Х.

Два Х-атома Х₂ЦО₃ ослобађају се у медиј као Х⁺, што објашњава његове киселинске карактеристике. Ако се водени раствор угљене киселине загреје, отпушта гас.

Овај гас је угљен диоксид, ЦО₂, неоргански молекул који настаје изгарањем угљоводоника и ћелијског дисања. Ако се ЦО врати₂ до контејнера за воду, Х₂ЦО₃ поново формирана; стога се оксо-киселина формира када одређена супстанца реагује са водом.

Ова реакција се не примећује само за ЦО₂, али за друге неорганске ковалентне молекуле назване кисели оксиди.

Оксакиди представљају велики број употреба, које је тешко описати уопштено. Његова примена ће у великој мери зависити од централног атома и броја кисеоника.

Могу се користити од спојева за синтезу материјала, ђубрива и експлозива, чак и за аналитичке сврхе или производњу безалкохолних пића; као код угљене киселине и фосфорне киселине, Х₃ПО₄, који чине део састава ових пића.

Индек

• 1 Карактеристике и особине оксацида
  • 1.1 Хидрокси групе
  • 1.2 Централни атом
  • 1.3 Кисела снага
• 2 Како се формирају оксациди?
  • 2.1 Примери обуке
  • 2.2 Метални оксиди
• 3 Номенклатура
  • 3.1 Израчун валенције
  • 3.2 Именовати киселину
• 4 Примери
  • 4.1 Оксакиди из халогене групе
  • 4.2 Оксакиди групе ВИА
  • 4.3 Оксакиди бора
  • 4.4 Оксидне киселине угљеника
  • 4.5 Хромов оксацид
  • 4.6 Оксакиди силиција
• 5 Референце

Карактеристике и особине оксацида

Хидрокси групе

Горња слика приказује генеричку формулу Х.Е.О за оксациде. Као што се може видети, он има водоник (Х), кисеоник (О) и централни атом (Е); да је за угљеничну киселину угљеник, Ц.

Водоник у оксацидима је обично повезан са атомом кисеоника, а не са централним атомом. Фосфорна киселина, Х₃ПО₃, представља посебан случај када је један од водоника везан за атом фосфора; стога је његова структурна формула најбоље представљена као (ОХ)₂ОПХ.

Док је за душичну киселину, ХНО₂, има скелет Х-О-Н = О, тако да има хидроксилну групу (ОХ) која дисоцира како би ослободила водоник.

Дакле, једна од главних карактеристика оксацида није само да има кисеоник, већ и да је као ОХ група.

С друге стране, неки оксациди имају оно што се назива оксо група, Е = О. У случају фосфорне киселине, она има оксо групу, П = О. Недостају Х атоми, тако да "нису одговорни" за киселост.

Централни атом

Централни атом (Е) може или не мора бити електронегативни елемент, у зависности од његове локације у блоку п периодног система. С друге стране, кисеоник, елемент који је нешто електронегативнији од азота, привлачи електроне из ОХ везе; чиме се омогућава ослобађање Хјона⁺.

Е је стога везан за ОХ групе. Када се Х ион ослободи⁺ јавља се јонизација киселине; то јест, добија електрични набој, који је у његовом случају негативан. Оксацид може да ослободи толико Х јона⁺ како ОХ групе имају у својој структури; и што је више, то је већи негативни набој.

Сумпор за сумпорну киселину

Сумпорна киселина, полипротична, има молекулску формулу Х₂СО₄. Ова формула се такође може написати на следећи начин: (ОХ)₂СО₂, да нагласи да сумпорна киселина има две хидроксилне групе везане за сумпор, његов централни атом.

Реакције његове јонизације су:

Х₂СО₄ => Х⁺    +     ХСО₄^-

Затим се ослобађа други Х⁺ преостале ОХ групе, спорије до тачке у којој се може успоставити равнотежа:

ХСО₄^-    <=>   Х⁺    +     СО₄^2-

Друга дисоцијација је тежа од прве, јер позитивни набој мора бити одвојен (Х⁺) двоструког негативног набоја (СО₄^2-).

Снага киселине

Снага скоро свих оксацида које имају исти централни атом (не метал) расте са повећањем оксидационог стања централног елемента; што је директно повезано са повећањем броја атома кисеоника.

На пример, приказане су три серије оксацида чије силе киселости су наручене од најниже до највише:

Х₂СО₃ < H₂СО₄

ХНО₂ < HNO₃

ХЦлО < HClO₂ < HClO₃ < HClO₄

У већини оксацида које имају различите елементе са истим оксидационим стањем, али припадају истој групи периодне табеле, јачина киселине се повећава директно са електронегативношћу централног атома:

Х₂СеО₃ < H₂СО₃

Х₃ПО₄ < HNO₃

ХБрО₄ < HClO₄

Како се формирају оксациди?

Као што је речено на почетку, оксакиди се стварају када одређене супстанце, назване кисели оксиди, реагују са водом. Ово ће бити објашњено користећи исти примјер угљичне киселине.

ЦО₂   +    Х₂О     <=>    Х₂ЦО₃

Киселински оксид + вода => оксацид

Оно што се дешава је молекула Х₂Или се ковалентно везује за ЦО₂. Ако се вода уклања топлотом, равнотежа се пребацује на регенерацију ЦО₂; то јест, вруће газирано пиће ће изгубити шумећи осјећај прије него што је хладно.

С друге стране, кисели оксиди настају када неметални елемент реагује са водом; мада, прецизније, када реактивни елемент формира оксид са ковалентним карактером, чије растварање у води ствара Х јоне⁺.

Већ је речено да су иони Х⁺ су продукт јонизације добијене оксацидне киселине.

Примери обуке

Хлорни оксид, Цл₂О₅, Реагује са водом да би се добила хлорна киселина:

Цл₂О₅  +    Х₂О => ХЦлО₃

Сумпорни оксид, СО₃, Реагује са водом да би се формирала сумпорна киселина:

СО₃   +    Х₂О => Х₂СО₄

И периодични оксид, И₂О₇, Реагује са водом да би се формирала периодична киселина:

И₂О₇   +    Х₂О => ХИО₄

Поред ових класичних механизама за формирање оксацида, постоје и друге реакције са истом сврхом.

На пример, фосфор трихлорид, ПЦл₃, реагује са водом да би се добила фосфорна киселина, оксацид и хлороводонична киселина, халогеноводична киселина.

ПЦл₃    +    3Х₂О => Х₃ПО₃ +      ХЦл

И фосфор пентахлорид, ПЦл₅, реагује са водом да би се добила фосфорна киселина и хлороводонична киселина.

ПЦл₅   +    4 Х₂О => Х₃ПО₄    +    ХЦл

Метал окацидс

Неки прелазни метали формирају киселе оксиде, тј. Растварају се у води да би се добиле оксациди.

Манганов оксид (ВИИ) (пермангански анхидровани) Мн₂О₇ и хромов оксид (ВИ) су најчешћи примери.

Мн₂О₇   +    Х₂О => ХМнО₄ (перманганска киселина)

ЦрО₃      +   Х₂О => Х₂ЦрО₄ (хромна киселина)

Номенклатура

Израчун валенције

Да би се правилно назвао оксацид, мора се почети одређивањем валентног или оксидационог броја централног атома Е. Полазећи од генеричке формуле ХЕО, сматра се следеће:

-О има валенцију -2

-Валенца Х је +1

Имајући то у виду, оксидни ХЕО је неутралан, тако да сума набоја валенција мора бити једнака нули. Дакле, имамо следећу алгебарску суму:

-2 + 1 + Е = 0

Е = 1

Стога је валенца Е +1.

Тада морамо прибјећи могућим валенцијама које могу имати Е. Ако су међу његовим валенцијама вриједности +1, +3 и +4, Е тада "ради" са својом нижом валенцијом.

Наведите киселину

Да бисте назвали ХЕО почните тако што ћете га назвати ацид, након чега слиједи име Е са суфиксима -ицо, ако радите са највишом валенцијом, у -осо, ако радите са најнижом валенцијом. Када постоје три или више, префикси хипо- и пер- се користе за означавање најмањих и највећих валенција..

Дакле, ХЕО би се звао:

Ацид хипо(име Е)медвјед

Пошто је +1 најмања од његове три валенције. И ако је то био ХЕО₂, онда би Е имао валенцију +3 и она би се звала:

Ацид (назив Е)медвјед

И на исти начин за ХЕО₃, са Е који ради са валенцијом +5:

Ацид (назив Е)ицо

Примери

Испод се налази низ оксацида са њиховим одговарајућим номенклатурама.

Оксациди халогене групе

Халогени интервенишу формирајући оксациде са валенцијама +1, +3, +5 и +7. Хлор, бром и јод могу да формирају 4 типа оксацида који одговарају овим валенцијама. Али једини оксацид који је припремљен од флуора је хипофлуорна киселина (ХОФ), која је нестабилна.

Када оксацид из групе користи валенцију +1, назива се као: хипохлорична киселина (ХЦлО); хипобромна киселина (ХБрО); хипоодонска киселина (ХИО); Хипофлуорна киселина (ХОФ).

Са валенцијом +3 префикс се не користи и користи се само суфикс медведа. Имате хлорне киселине (ХЦлО₂), бромосо (ХБрО)₂), и Иодосо (ХИО)₂).

Са валенцијом +5 се не користи префикс и користи се само суфикс ицо. Имате хлорне киселине (ХЦлО₃), бромицо (ХБрО)₃) и јод (ХИО)₃).

Када се ради са валенцијом +7, користи се префикс пер и суфикс ицо. Имате перхлорне киселине (ХЦлО₄), пербромни (ХБрО)₄) и периодично (ХИО)₄).

Оксакиди из групе ВИА

Не-метални елементи ове групе најчешће имају валенције -2, +2, +4 и +6, формирајући три оксациде у најпознатијим реакцијама..

Са валенцом +2 користи се префикс хипо и суфикс медведа. Имате хипосулфурне киселине (Х₂СО₂), хипоселениоус (Х₂СеО₂) и хипотелуросо (Х₂ТеО₂).

Са валенцијом +4 се не користи префикс и користи се суфикс медведа. Имате сумпорне киселине (Х₂СО₃), селеничан (Х₂СеО₃) и телуросо (Х)₂ТеО₃).

А када раде са валенцијом + 6, префикс се не користи и користи се суфикс ицо. Имају сумпорне киселине (Х₂СО₄), селен (Х₂СеО₄и телурски (Х₂ТеО₄).

Окацидс оф Борон

Бор има валенцију +3. Имате метаболичке киселине (ХБО₂пиробориц (Х₄Б₂О₅и ортоборичне (Х₃БО₃). Разлика је у броју воде која реагује са борним оксидом.

Оксидине угљеника

Карбон има валенције +2 и +4. Примери: са валенцом +2, карбонатна киселина (Х₂ЦО₂, и са валенцијом +4, карбонском киселином (Х₂ЦО₃).

Цхромиум Окацидс

Хром има валенције +2, +4 и +6. Примери: са валенцијом 2, хипохромном киселином (Х₂ЦрО₂); са валенцијом 4, хромном киселином (Х₂ЦрО₃); и са валенцијом 6, хромном киселином (Х₂ЦрО₄).

Силиконске оксидне киселине

Силицијум има валенције -4, +2 и +4. Има метасиликатну киселину (Х₂СиО₃и пиросиликатну киселину (Х₄СиО₄). Имајте на уму да у оба Си има + 4 валенца, али разлика је у броју молекула воде који су реаговали са његовим киселим оксидом.

Референце

1. Вхиттен, Давис, Пецк & Станлеи. (2008). Цхемистри (8. изд.). ЦЕНГАГЕ Леарнинг.
2. Едитор (6. март 2012). Формулација и номенклатура оксацида. Преузето са: си-едуца.нет
3. Википедиа. (2018). Окиацид Преузето са: ен.википедиа.орг
4. Стевен С. Зумдахл. (2019). Окиацид Енцицлопӕдиа Британница. Преузето са: британница.цом
5. Хелменстине, Анне Марие, Пх.Д. (31. јануар 2018). Уобичајене супстанце за оксоксид. Преузето са: тхоугхтцо.цом