- Charakteristiky a vlastnosti oxidov
- Hydroxylové skupiny
- Centrálny atóm
- Síra pre kyselinu sírovú
- Kyslá sila
- Ako sa tvoria oxidy?
- Príklady školení
- Oxidy kovov
- názvoslovie
- Výpočet valencie
- Názov kyseliny
- Príklady
- Oxokyseliny zo skupiny halogénov
- Oxacidy skupiny VIA
- Oxidy bóru
- Oxidy uhlíka
- Oxidy chrómu
- Oxidy kremíka
- Referencie
Oxacid alebo oxokyselín je kyselina ternárne skladá z vodíka, kyslíka a nekovového prvku, ktorý tvorí tzv centrálneho atómu. V závislosti od počtu atómov kyslíka a teda oxidačných stavov nekovového prvku sa môžu vytvárať rôzne oxidy.
Tieto látky sú čisto anorganické; však, uhlíka, môžu tvoriť jeden z najznámejších oxacids: kyselinu uhličitú, H 2 CO 3 . Ako ukazuje iba chemický vzorec, má tri atómy kyslíka, jeden atóm uhlíka a dva atómy vodíka.
Zdroj: Pxhere
Tieto dva atómy H H 2 CO 3 sa uvoľňujú do prostredia ako H + , čo vysvetľuje jeho kyslé vlastnosti. Zahrievaním vodného roztoku kyseliny uhličitej sa uvoľní plyn.
Tento plyn je oxid uhličitý, CO 2 , anorganická molekula, ktorá pochádza zo spaľovania uhľovodíkov a bunkové dýchanie. Ak CO 2 boli vrátené do zásobníka vody, H 2 CO 3 sa znovu formu; preto sa oxo kyselina tvorí, keď určitá látka reaguje s vodou.
Táto reakcia nie je pozorovaná len pre CO 2 , ale aj pre ostatné anorganické kovalentných molekúl tzv oxidy kyselín.
Oxokyseliny majú veľké množstvo použití, ktoré je všeobecne ťažké opísať. Jeho použitie bude vo veľkej miere závisieť od centrálneho atómu a počtu kyslíkov.
Môžu sa používať od zlúčenín na syntézu materiálov, hnojív a výbušnín, na analytické účely alebo na výrobu nealkoholických nápojov; Rovnako ako v prípade kyseliny uhličitej a kyseliny fosforečnej, H 3 PO 4 , ktorý sa vzťahuje k zloženiu týchto nápojov.
Charakteristiky a vlastnosti oxidov
Zdroj: Gabriel Bolívar
Hydroxylové skupiny
Generický HEO vzorec pre oxokyseliny je uvedený na obrázku vyššie. Ako je zrejmé, má vodík (H), kyslík (O) a stredný atóm (E); ktorý je v prípade kyseliny uhličitej uhlík, C.
Vodík v oxokyselinách je obvykle viazaný na atóm kyslíka a nie na stredný atóm. Kyselina fosforitá, H 3 PO 3 , predstavuje osobitný prípad, kde jeden z atómov vodíka je pripojená k atómu fosforu; jej štruktúrny vzorec je preto najlepšie reprezentovaný ako (OH) 2 OPH.
Kým pre kyseliny dusitej, HNO 2 , má HON = O chrbticu, tak to má hydroxylovú skupinu (OH), ktoré sa odlúčia na uvoľnenie vodíka.
Jednou z hlavných charakteristík oxokyseliny je nielen to, že obsahuje kyslík, ale aj to, že je prítomná ako skupina OH.
Na druhej strane, niektoré oxidy majú tzv. Oxoskupinu, E = O. V prípade kyseliny fosforečnej má oxoskupinu, P = O. Chýbajú atómy vodíka, takže nie sú zodpovedné za kyslosť.
Centrálny atóm
Centrálny atóm (E) môže alebo nemusí byť elektronegatívnym prvkom, v závislosti od jeho umiestnenia v p bloku periodickej tabuľky. Na druhej strane kyslík, prvok o niečo viac elektronegatívny ako dusík, priťahuje elektróny z väzby OH; čím sa umožní uvoľnenie iónu H + .
E je preto spojený s OH skupinami. Keď sa uvoľní ión H + , dôjde k ionizácii kyseliny; to znamená, že získava elektrický náboj, ktorý je v jeho prípade záporný. Oxokyselina môže uvoľňovať toľko iónov H +, ako je OH skupín v jej štruktúre; a čím viac je, tým väčší je záporný náboj.
Síra pre kyselinu sírovú
Kyselina sírová, polyprotic, má molekulárnu vzorec H 2 SO 4 . Tento vzorec môže byť tiež napísané takto: (OH) 2 SO 2 , zdôrazniť, že kyselina sírová má dve hydroxylové skupiny pripojené k atómu síry, jeho centrálneho atómu.
Reakcie jeho ionizácie sú:
H 2 SO 4 => H + + HSO 4 -
Potom sa druhá H + uvoľní zo zostávajúcej skupiny OH pomalšie, až kým sa nedosiahne rovnováha:
HSO 4 - <=> H + + SO 4 2–
Druhý disociácia je ťažšie ako prvý, pretože kladný náboj (H + ), musia byť oddelené od dvojnásobne negatívneho náboja (SO 4 2- ).
Kyslá sila
Pevnosť takmer všetkých oxidov, ktoré majú rovnaký stredný atóm (nie kov), sa zvyšuje so zvyšujúcim sa oxidačným stavom centrálneho prvku; čo zase priamo súvisí so zvýšením počtu atómov kyslíka.
Napríklad sú znázornené tri série oxidov, ktorých sily kyslosti sú usporiadané od najnižšej k najväčšej:
H 2 SO 3 <H 2 SO 4
HNO 2 <HNO 3
HClO <HClO 2 <HClO 3 <HClO 4
Vo väčšine oxidov, ktoré majú rôzne prvky s rovnakým oxidačným stavom, ale patria do rovnakej skupiny v periodickej tabuľke, sa kyslosť zvyšuje priamo s elektronegativitou centrálneho atómu:
H 2 SEO 3 <H 2 SO 3
H 3 PO 4 <HNO 3
HBrO 4 <HClO 4
Ako sa tvoria oxidy?
Ako bolo uvedené na začiatku, oxidy vznikajú, keď určité látky, nazývané oxidy kyselín, reagujú s vodou. Toto bude vysvetlené použitím rovnakého príkladu pre kyselinu uhličitú.
CO 2 + H 2 O <=> H 2 CO 3
Kyslý oxid + voda => oxokyselina
Čo sa stane, je, že H 2 O molekula kovalentne viaže s CO 2 molekuly . Keď sa voda odstráni tepla, rovnovážnych posuny k regenerácii CO 2 ; to znamená, že horúca sóda stratí svoj šumivý pocit skôr ako chladný.
Na druhej strane, kyslé oxidy vznikajú, keď nekovový prvok reaguje s vodou; presnejšie, keď reakčný prvok tvorí oxid s kovalentným charakterom, jeho rozpustením vo vode vznikajú ióny H + .
Už bolo povedané, že ióny H + sú produktom ionizácie výslednej oxokyseliny.
Príklady školení
Chlórové oxid, Cl 2 O 5 , reaguje s vodou za vzniku kyseliny chlorečnej:
Cl 2 O 5 + H 2 O => HClO 3
Oxid sírová, SO 3 , reaguje s vodou za vzniku kyseliny sírovej:
SO 3 + H 2 O => H 2 SO 4
A periodickej oxid, I 2 O 7 , reaguje s vodou za vzniku kyseliny pravidelné:
Aj 2 O 7 + H 2 O => Hio 4
Okrem týchto klasických mechanizmov tvorby oxidov existujú aj ďalšie reakcie s rovnakým účelom.
Napríklad, chlorid fosforitý, PCI 3 , reaguje s vodou za vzniku kyseliny fosforečnej, s oxacid, a kyselinu chlorovodíkovú, kyselinu halogenovodíkovou.
PCI 3 + 3H 2 O => H 3 PO 3 + HCl
A chlorid fosforečný, PCI 5 , reaguje s vodou za vzniku kyseliny fosforečnej a kyseliny chlorovodíkovej.
PCI 5 + 4 H 2 O => H 3 PO 4 + HCl
Oxidy kovov
Niektoré prechodné kovy tvoria kyslé oxidy, to znamená, že sa rozpúšťajú vo vode za vzniku oxidov.
Mangán (VII) oxidu (manganistý bezvodý) Mn 2 O 7 a chrómu (VI) oxid, sú najbežnejšie príklady.
Mn 2 O 7 + H 2 O => HMnO 4 (kyselina manganistý)
CrO 3 + H 2 O => H 2 CrO 4 (kyselina chrómová)
názvoslovie
Výpočet valencie
Na správne pomenovanie oxokyseliny musíme začať stanovením valenčného alebo oxidačného čísla centrálneho atómu E. Počnúc všeobecným vzorcom HEO sa berie do úvahy toto:
-O má valenciu -2
- Valencia H je +1
S ohľadom na to je HEO oxidovej kyseliny neutrálny, takže súčet poplatkov za valencie sa musí rovnať nule. Máme teda nasledujúci algebraický súčet:
-2 + 1 + E = 0
E = 1
Preto je valencia E +1.
Potom sa musíme uchýliť k možným valenciám, ktoré môže mať E. Ak sú hodnoty +1, +3 a +4 medzi jeho valenciami, potom E „pracuje“ s najnižšou valenciou.
Názov kyseliny
Ak chcete pomenovať HEO, začnite tým, že to nazvete acid, potom za názvom E s príponami –ico, ak pracujete s najvyššou valenciou, alebo –oso, ak pracujete s najnižšou valenciou. Ak existujú tri alebo viac, predpony hypo- a per- sa používajú na označenie najmenšej a najväčšej valencie.
HEO by sa teda nazývalo:
Hypo kyselina (E názov) medveď
Pretože +1 je najmenšia z troch valencií. A ak by to bol HEO 2 , potom by E mal valenciu +3 a bol by nazvaný:
Kyselina (meno E) medveď
A rovnako pre HEO 3 , pričom E pracuje s valenciou +5:
Kyselina (E názov) ico
Príklady
Nižšie je uvedený rad oxokyselín s príslušnými názvami.
Oxokyseliny zo skupiny halogénov
Halogény zasahujú vytváraním oxidov s valenciou +1, +3, +5 a +7. Chlór, bróm a jód môžu tvoriť 4 typy oxidov zodpovedajúcich týmto valenciám. Jedinou oxokyselinou, ktorá bola vyrobená z fluóru, je kyselina fluorovodíková (HOF), ktorá je nestabilná.
Keď oxokyselina v skupine používa valenciu +1, nazýva sa nasledovne: kyselina chlórna (HClO); kyselina bromovodíková (HBrO); kyselina hypojódová (HIO); hypofluorokyselina (HOF).
Pri valencii +3 sa nepoužíva žiadna predpona a používa sa iba príponový medveď. Existuje Kyseliny chlorité (HClO 2 ), bromous (HBrO 2 ), a jódu (Hio 2 ).
Pri valencii +5 sa nepoužíva žiadna predpona a používa sa iba prípona ico. Existuje chlórové (HClO 3 ), bromic (HBrO 3 ) a JODIČNÝ (Hio 3 ) kyseliny .
Pri práci s valenciou +7 sa používa predpona a prípona ico. Existuje chloristej (HClO 4 ), perbromic (HBrO 4 ) a periodické (Hio 4 ) kyseliny .
Oxacidy skupiny VIA
Nekovové prvky tejto skupiny majú najbežnejšie valencie -2, +2, +4 a +6, pričom v najznámejších reakciách tvoria tri oxokyseliny.
Pri valencii +2 sa používa predpona šikana a medveď s príponou. Tam sú kyseliny hyposulfurous (H 2 SO 2 ), hyposelenious (H 2 Seo 2 ) a hypotelurous (H 2 Teo 2 ).
Pri valencii +4 sa nepoužíva žiadna predpona a používa sa príponový medveď. K dispozícii sú sírne kyseliny (H 2 SO 3 ), seleničité (H 2 SEO 3 ) a tellurous (H 2 Teo 3 ).
A keď pracujú s valenciou + 6, nepoužíva sa žiadna predpona a používa sa prípona ico. K dispozícii sú kyselina sírová (H 2 SO 4 ), selénové (H 2 SEO 4 ) a telurové (H 2 Teo 4 ).
Oxidy bóru
Bor má valenciu +3. K dispozícii sú metabolické kyseliny (HBO 2 ), pyroboric (H 4 B 2 O 5 ) a orthoborité (H 3 BO 3 ). Rozdiel je v počte vody, ktorá reaguje s oxidom boritým.
Oxidy uhlíka
Uhlík má valencie +2 a +4. Príklady: s valenciou +2, kyselina uhlíkatý (H 2 CO 2 ), a s valenciou +4, kyselina uhličitá (H 2 CO 3 ).
Oxidy chrómu
Chróm má valencie +2, +4 a +6. Príklady: s valenciou 2, kyselina hypochrómna (H 2 CrO 2 ); s valenciou 4, kyselina chromnatý (H 2 CrO 3 ); a s valenciou 6, kyselina chrómová (H 2 CrO 4 ).
Oxidy kremíka
Kremík má valencie -4, +2 a +4. Máte metakřemičité kyseliny (H 2 SiO 3 ), a pyrosilicic kyseliny (H 4 SiO 4 ). Všimnite si, že v oboch prípadoch má Si valenciu +4, ale rozdiel spočíva v počte molekúl vody, ktoré reagovali s oxidom kyseliny.
Referencie
- Whitten, Davis, Peck a Stanley. (2008). Chémia. (8. vydanie). CENGAGE Learning.
- Editor. (6. marca 2012). Zloženie a nomenklatúra oxidov. Obnovené z: si-educa.net
- Wikipedia. (2018). Kyslíkatých. Obnovené z: en.wikipedia.org
- Steven S. Zumdahl. (2019). Kyslíkatých. Encyclopædia Britannica. Získané z: britannica.com
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (31. januára 2018). Bežné oxokyselinové zlúčeniny. Získané z: thinkco.com