Номенклатура оксида, типови, својства и примјери



Тхе оксиди они су породица бинарних једињења где постоје интеракције између елемента и кисеоника. Дакле, оксид има веома општу формулу типа ЕО, где је Е било који елемент.

У зависности од многих фактора, као што су електронска природа Е, њен ионски радијус и његове валенције, могу се формирати различити типови оксида. Неки су врло једноставни, а други, као што је Пб3О4, (називају се миниум, арцазон или црвени олов) су помешани; то јест, они су резултат комбинације више од једног једноставног оксида.

Али сложеност оксида може ићи даље. Постоје смеше или структуре у којима може да интервенише више од једног метала, и где поред тога пропорције нису стехиометријске. У случају Пб3О4, однос Пб / О једнак је 3/4, од којих су и нумератор и именилац цели бројеви.

У нестехиометријским оксидима пропорције су децимални бројеви. Тхе Е0.75О1.78, је пример хипотетичког не-стехиометријског оксида. Овај феномен се јавља код такозваних металних оксида, посебно са прелазним металима (Фе, Ау, Ти, Мн, Зн, итд.).

Међутим, постоје оксиди чије су карактеристике много једноставније и диференцијалније, као што је то ионски или ковалентни карактер. У оним оксидима у којима доминира јонски карактер, они ће бити састављени од катиона Е+ и аниони О2-; и оне чисто ковалентне, једноставне (Е-О) или двоструке (Е = О) везе.

Оно што диктира јонски карактер оксида је разлика електронегативности између Е и О. Када је Е врло електропозитивни метал, онда ће ЕО имати висок јонски карактер. Док је Е електронегативан, односно неметални, његов ЕО оксид ће бити ковалентан.

Ово својство дефинира многе друге изложене оксидима, као што је њихова способност да формирају базе или киселине у воденом раствору. Одавде настају такозвани базични и кисели оксиди. Они који се не понашају као ни, или који показују обе карактеристике, су неутрални или амфотерни оксиди.

Индек

  • 1 Номенклатура
    • 1.1 Систематска номенклатура
    • 1.2 Номенклатура залиха
    • 1.3 Традиционална номенклатура
  • 2 Врсте оксида
    • 2.1 Основни оксиди
    • 2.2 Киселински оксиди
    • 2.3 Неутрални оксиди
    • 2.4 Амфотерни оксиди
    • 2.5 Мешани оксиди
  • 3 Својства
  • 4 Како се они формирају?
  • 5 Примери оксида
    • 5.1 Прелазни оксиди метала
    • 5.2 Додатни примери
  • 6 Референце

Номенклатура

Постоје три начина да се спомене оксиди (који се такође примењују и на многа друга једињења). Они су тачни без обзира на јонски карактер ЕО оксида, тако да њихова имена не говоре ништа о њиховим својствима или структурама.

Систематска номенклатура

С обзиром на оксиде ЕО, Е2О, Е2О3 и ЕО2, На први поглед не можете знати шта се налази иза ваших хемијских формула. Међутим, бројеви означавају стехиометријске пропорције или Е / О однос. Из ових бројева могу се дати називи, чак и ако се не прецизира с којом валенцијом "ради" Е.

Број атома и за Е и за О означени су префиксима грчког броја. На овај начин, моно- значи да постоји само један атом; ди-, два атома; три-, три атома, и тако даље.

Дакле, имена претходних оксида према систематској номенклатури су:

-МоноЕ (ЕО) оксид.

-Монокидо диЕ (Е2О).

-Триокиде оф диЕ (Е2О3).

-ДиЕ оксид (ЕО2).

Примјењујући тада ту номенклатуру за Пб3О4, црвени оксид прве слике, имамо:

Пб3О4: тетраокиде оф трилеад.

За многе мешане оксиде, или са високим стехиометријским односима, веома је корисно прибјећи систематској номенклатури да их именујемо.

Номенклатура залиха

Валенциа

Иако није познато који је елемент Е, довољно је да Е / О омјер зна што валенца користи у свом оксиду. Како? Кроз принцип електронеутралности. Ово захтева да сума набоја јона у једињењу мора бити једнака нули.

Ово се ради уз претпоставку високог јонског карактера за било који оксид. Дакле, О има наплату -2 јер је О2-, и Е мора да обезбеди н + тако да неутралише негативне набоје оксида аниона.

На пример, у ЕО атом Е ради са валенцијом +2. Зашто? Јер иначе не може неутралисати оптерећење -2 само О. За Е2Или, Е има валенцију +1, пошто се задатак +2 мора поделити између два атома Е.

И у Е2О3, прво треба израчунати негативне набоје које доприноси О. Будући да их има три, онда: 3 (-2) = -6. Да би се неутралисало оптерећење -6 потребно је да Е обезбеди +6, али зато што их има два, +6 се дели са два, остављајући Е са валенцом од +3.

Мнемоничко правило

О увијек има валенцу -2 у оксидима (осим ако није пероксид или супероксид). Дакле, мнемоничко правило којим се одређује валенца Е је једноставно узети у обзир број који прати О. Е, с друге стране, имаће број 2 који га прати, а ако не, то значи да је дошло до поједностављења..

На пример, у ЕО валенца Е је +1, јер чак и ако није написана, постоји само једна О. А за ЕО2, у одсуству 2 пратеће Е, дошло је до поједностављења, и да се појави мора да се помножи са 2. Дакле, формула остаје као Е2О4 а валенција Е је тада +4.

Међутим, ово правило не успева за неке оксиде, као што је Пб3О4. Због тога је увек неопходно извршити прорачуне неутралности.

Од чега се састоји?

Једном када је на располагању валенца Е, номенклатура залиха се састоји од специфицирања у заградама и римским бројевима. Од свих номенклатура ово је најједноставније и најпрецизније с обзиром на електронска својства оксида.

Ако Е, с друге стране, има само једну валенцију (која се може наћи у периодном систему), онда није специфицирано.

Тако, за оксид ЕО, ако Е има валенцију +2 и +3, назива се: оксид (назив Е) (ИИ). Али ако Е има само валенцију +2, онда се њен оксид назива: оксид (име Е).

Традитионал номенцлатуре

Да споменемо име оксида, суфикси -ицо или -осо, за веће или мање валенције, треба додати њиховим латинским именима. Ако има више од два, онда префикси -ипе, за најмањи, и -пер, за највећи од свих.

На пример, олово ради са валенцијама +2 и +4. У ПбО има валенцију +2, тако да се назива: плумбоус окиде. Док је ПбО2 Зове се Плумбицо окиде.

И Пб3О4, Како се назива према претходне двије номенклатуре? Нема име. Зашто? Зато што је Пб3О4 заправо се састоји од мешавине 2 [ПбО] [ПбО2]; то јест, црвена чврста супстанца има двоструку концентрацију ПбО.

Из тог разлога било би погрешно покушати дати име Пб3О4 то се не састоји од систематске номенклатуре или популарног сленга.

Врсте оксида

У зависности од тога који део периодне табеле је Е и због тога његова електронска природа, може се формирати један тип оксида или другог. Одавде се јављају вишеструки критеријуми да им се додели тип, али најважнији су они који се односе на њихову киселост или базичност.

Основни оксиди

Основни оксиди су карактеристични по томе што су ионски, метални, и још важније, стварају базни раствор када се растворе у води. Да би се експериментално одредило да ли је оксид базичан, мора се додати у посуду са водом и универзални индикатор растворен у њему. Његова боја пре додавања оксида треба да буде зелена, неутрална пХ вредност.

Када се оксид дода у воду, ако се његова боја промени из зелене у плаву, то значи да је пХ постао базичан. То је зато што успоставља равнотежу растворљивости између формираног хидроксида и воде:

ЕО (с) + Х2О (л) => Е (ОХ)2(с) <=> Е2+(ац) + ОХ-(ац)

Иако је оксид нерастворљив у води, довољно је да се мали део раствори да би се модификовао пХ. Неки основни оксиди су толико растворљиви да стварају каустичне хидроксиде као што су НаОХ и КОХ. То јест, оксиди натријума и калијума, На2О и К2Или су веома основни. Обратите пажњу на валенцу од +1 за оба метала.

Ацид окидес

Киселински оксиди су карактерисани неметалним елементом, ковалентним су и стварају киселе растворе са водом. Поново, његова киселост се може проверити универзалним индикатором. Ако овај пут додавањем оксида у воду, његова зелена боја постане црвенкаста, онда је то киселински оксид.

Каква је реакција? Следеће:

ЕО2(с) + Х2О (л) => Х2ЕО3(ац)

Пример киселог оксида, који није чврсти, већ гас, је ЦО2. Када се раствори у води, он формира угљену киселину:

ЦО2(г) + Х2О (л) <=> Х2ЦО3(ац)

Такође, ЦО2 Не састоји се од аниона ОР2- и Ц катиони4+, али у молекулу формираном ковалентним везама: О = Ц = О. Ово је можда једна од највећих разлика између основних оксида и киселина.

Неутрал окидес

Ови оксиди не мењају зелену боју воде при неутралном пХ; то јест, они не формирају хидроксиде, нити киселине у воденом раствору. Неки од њих су: Н2О, НО и ЦО. Као и ЦО, они имају ковалентне везе које се могу илустровати Левисовим структурама или било којом теоријом веза.

Амфотерни оксиди

Други начин класификације оксида зависи од тога да ли реагују са киселином или не. Вода је веома слаба киселина (и база такође), тако да амфотерни оксиди не показују "обе стране". Ови оксиди се карактеришу реакцијом са киселинама и базама.

Алуминијум оксид, на пример, је амфотерни оксид. Следеће две хемијске једначине представљају њихову реакцију са киселинама или базама:

Ал2О3(с) + 3Х2СО4(ац) => Ал2(СО4)3(ац) + 3Х2О (л)

Ал2О3(с) + 2НаОХ (ац) + 3Х2О (л) => 2НаАл (ОХ)4(ац)

Ал2(СО4)3 је сол алуминијум сулфата, и НаАл (ОХ)4 комплексна со која се назива натријум тетрахидроксин алуминат.

Водиков оксид, Х2Или (вода), такође је амфотерна, а то се види у њеној јонизационој равнотежи:

Х2О (л) <=> Х3О+(ац) + ОХ-(ац)

Мешани оксиди

Мешани оксиди су они који се састоје од мешавине једног или више оксида у истој чврстој материји. Тхе Пб3О4 То је њихов пример. Магнетит, Вера3О4, то је такође још један пример мешаног оксида. Тхе Фаитх3О4 То је мешавина ФеО и Фе2О3 у пропорцијама 1: 1 (за разлику од Пб)3О4).

Смеше могу бити сложеније, што доводи до богатог броја минерала оксида.

Пропертиес

Својства оксида зависе од њиховог типа. Оксиди могу бити ионски (Ен+О2-), као што је ЦаО (Ца2+О2-), или ковалентно, као СО2, О = С = О.

Из ове чињенице, и тенденције да елементи реагују са киселинама или базама, сакупља се одређени број својстава за сваки оксид.

Такође, горе наведено се огледа у физичким својствима као што су тачке топљења и кључања. Ионски оксиди имају тенденцију да формирају кристалне структуре које су веома отпорне на топлоту, тако да су њихове тачке топљења високе (изнад 1000 ºЦ), док се ковалентно топи на ниским температурама, или чак гасовима или течностима.

Како се они формирају?

Оксиди настају када елементи реагују са кисеоником. Ова реакција се може десити једноставним контактом са атмосфером богатом кисеоником, или захтева топлоту (попут пламена упаљача за цигарете). То јест, када се објекат спали, он реагује са кисеоником (све док је присутан у ваздуху).

Ако се, на пример, узме парче фосфора и стави у пламен, он ће изгорети и формирати одговарајући оксид:

4П (с) + 5О2(г) => П4О10(с)

Током овог процеса неке чврсте материје, као што је калцијум, могу да изгоре са светлим и живописним пламеном.

Други пример се добија сагоревањем дрвета или било које органске супстанце која поседује угљеник:

Ц (с) + О2(г) => ЦО2(г)

Али ако постоји недостатак кисеоника, ЦО се формира уместо ЦО2:

Ц (с) + 1 / 2О2(г) => ЦО (г)

Обратите пажњу на то како се однос Ц / О користи за опис различитих оксида.

Примери оксида

Горња слика одговара структури ковалентног оксида И2О5, најстабилнији облик јода. Забиљежите његове једноставне и двоструке везе, као и формалне набоје И и кисеоника на његове латерале.

Карактеристике халогених оксида су ковалентне и веома реактивне, као што су случајеви О2Ф2 (Ф-О-О-Ф) и ОФ2 (Ф-О-Ф). Хлор диоксид, ЦлО2, на пример, то је једини оксид хлора који се синтетише у индустријским размерама.

Будући да халогени формирају ковалентне оксиде, њихове "хипотетичке" валенције израчунавају се на исти начин кроз принцип електронеутралности.

Прелазни оксиди метала

Поред халогених оксида, имамо и оксиде прелазних метала:

-ЦоО: кобалтов оксид (ИИ); кобалтов оксид; у кобалт моноксид.

-ХгО: живин оксид (ИИ); живин оксид; у мерцури монокиде.

-Аг2О: сребрни оксид; сребрни оксид; или дипломатски моноксид.

-Ау2О3: златни оксид (ИИИ); ауреус окиде; или диоро триоксид.

Додатни примери

-Б2О3: боров оксид; борни оксид; или диборо триоксид.

-Цл2О7: хлор оксид (ВИИ); перхлорни оксид; диклоро хептоксид.

-НО: азотни оксид (ИИ); азотни оксид; азот моноксид.

Референце

  1. Схивер & Аткинс. (2008). Неорганска хемија (четврто издање). Мц Грав Хилл.
  2. Метални и неметални оксиди. Преузето из: цхем.уиуц.еду
  3. Фрее Цхемистри Онлине. (2018). Оксиди и озон. Преузето из: фреецхемистрионлине.цом
  4. Топпр. (2018). Симпле Окидес. Преузето са: топпр.цом
  5. Стевен С. Зумдахл. (7. мај 2018). Оксид. Енцицлопедиае Британница. Преузето са: британница.цом
  6. Цхемистри ЛибреТектс. (24. април 2018). Оксиди Преузето са: цхем.либретектс.орг
  7. Куимицас.нет (2018). Примери оксида. Добављено из: куимицас.нет