OXIDY: NÁZVOSLOVIE, DRUHY, VLASTNOSTI A PRÍKLADY - CHÉMIA - 2025

Tieto oxidy sú rodina binárnych zlúčenín, kde interakcie medzi prvkom a kyslíka. Oxid má teda veľmi všeobecný vzorec typu EO, kde E je akýkoľvek prvok.

V závislosti od mnohých faktorov, ako je napríklad elektronická povaha E, jeho iónový polomer a jeho valencie, sa môžu vytvárať rôzne typy oxidov. Niektoré sú veľmi jednoduché, a iné, ako Pb ₃ O ₄ , (tzv minium, arcazón alebo mínium) sa zmieša; to znamená, že sú výsledkom kombinácie viac ako jedného jednoduchého oxidu.

Červené olovo, kryštalická zlúčenina, ktorá obsahuje oxid olovnatý. Zdroj: BXXXD, prostredníctvom Wikimedia Commons

Zložitosť oxidov však môže ísť ešte ďalej. Existujú zmesi alebo štruktúry, do ktorých môže zasahovať viac ako jeden kov, a kde tiež proporcie nie sú stechiometrické. V prípade Pb ₃ O ₄ , Pb / O pomer je rovný 3/4, z ktorých oba čitateľ a menovateľ sú celé čísla.

V nestechiometrických oxidoch sú podiely desatinné čísla. E _0,75 O _1,78 je príkladom hypotetického nestechiometrického oxidu. Tento jav sa vyskytuje u takzvaných oxidov kovov, najmä u prechodných kovov (Fe, Au, Ti, Mn, Zn, atď.).

Existujú však oxidy, ktorých vlastnosti sú omnoho jednoduchšie a diferencovateľnejšie, napríklad iónový alebo kovalentný charakter. V oxidoch, v ktorých prevažuje iónový charakter, sa budú skladať z katiónov E ⁺ a aniónov O ² ; a tieto čisto kovalentné jednoduché väzby (E - O) alebo dvojité väzby (E = O).

Čo diktuje iónový charakter oxidu, je rozdiel v elektroegativite medzi E a O. Keď E je veľmi elektropozitívny kov, potom EO bude mať vysoký iónový charakter. Zatiaľ čo ak je E elektronegatívny, a to nekovový, jeho oxidový EO bude kovalentný.

Táto vlastnosť definuje mnoho ďalších, ktoré vykazujú oxidy, ako napríklad ich schopnosť tvoriť bázy alebo kyseliny vo vodnom roztoku. Odtiaľ pochádzajú tzv. Zásadité a kyslé oxidy. Tí, ktorí sa nechovajú ako jeden z týchto dvoch, alebo naopak, vykazujú obidve vlastnosti, sú neutrálne alebo amfotérne oxidy.

názvoslovie

Existujú tri spôsoby, ako pomenovať oxidy (ktoré sa vzťahujú aj na mnoho ďalších zlúčenín). Sú správne bez ohľadu na iónový charakter oxidu EO, takže ich mená nehovoria nič o jeho vlastnostiach alebo štruktúrach.

Systematická nomenklatúra

Vzhľadom k tomu, oxidy EO, E ₂ O, E ₂ O ₃ a EO ₂ , na prvý pohľad to nemôže byť známe, čo sa skrýva za ich chemických vzorcov. Čísla však označujú stechiometrické pomery alebo pomer E / O. Z týchto čísel môžu mať mená, aj keď nie je špecifikované, s akou valenciou to „funguje“ E.

Počty atómov pre E a O sú označené gréckymi predponami číslovania. Týmto spôsobom mono- znamená, že existuje iba jeden atóm; di-, dva atómy; tri, tri atómy atď.

Názvy predchádzajúcich oxidov podľa systematickej nomenklatúry sú:

- Oxid uhoľnatý (EO).

- uhoľnatý z di E (E ₂ O).

- Tri oxid di E (E ₂ O ₃ ).

- Di oxidu E (EO ₂ ).

Použitím tejto nomenklatúry pre Pb ₃ O ₄ , červený oxid na prvom obrázku, máme:

Pb ₃ O ₄ : tri- olovnatý tetra oxid .

Pre mnohé zmiešané oxidy alebo s vysokými stechiometrickými pomermi je veľmi užitočné používať ich systematické názvoslovie.

Skladová nomenklatúra

valencia

Aj keď nie je známe, ktorý prvok je E, pomer E / O je dostatočný na to, aby ste vedeli, akú valenciu používate vo svojom oxide. Ako? Podľa zásady elektroneutrality. To vyžaduje, aby sa súčet poplatkov iónov v zmesi rovnal nule.

Toto sa uskutočňuje predpokladaním vysokej iónovej povahy pre akýkoľvek oxid. Tak, O má -2 náboj, pretože je to O ² , a E musí prispievať n + tak, že neutralizuje záporné náboje aniónu oxidu.

Napríklad v EO atóm E pracuje s valenciou +2. Prečo? Pretože inak by nebol schopný neutralizovať náboj -2 jediného O. E ₂ O, E má valenciu + 1, pretože 2 náboj musí byť rozdelený medzi dvoma atómami E.

A v E ₂ O ₃ sa najprv musia spočítať záporné náboje, ktoré prispieva O. Pretože sú tri, potom: 3 (-2) = -6. Aby sa neutralizoval náboj -6, od E sa vyžaduje, aby prispievali +6, ale pretože sú dve, +6 je delené dvoma, pričom E zostáva s valenciou +3.

Mnemonické pravidlo

O vždy má oxidáciu -2 (pokiaľ to nie je peroxid alebo superoxid). Mnemonickým pravidlom na určenie valencie E je jednoducho vziať do úvahy číslo, ktoré sprevádza O. E, na druhej strane bude mať číslo 2, ktoré ho sprevádza, a ak nie, znamená to, že došlo k zjednodušeniu.

Napríklad v EO je valencia E +1, pretože aj keď to nie je napísané, existuje iba jeden O. A pre EO ₂ , pretože nie je k dispozícii 2, E došlo k zjednodušeniu a aby sa objavilo, musí sa vynásobiť 2. To znamená, že rovnica sa E ₂ o ₄ a mocnosťou E je potom 4.

Toto pravidlo sa nepodarí pre niektoré oxidy, ako je Pb ₃ O ₄ . Preto je vždy potrebné vykonávať výpočty neutrality.

Z čoho pozostáva

Keď je k dispozícii valencia E, nomenklatúra zásob pozostáva zo špecifikovania v zátvorkách a rímskymi číslicami. Zo všetkých nomenklatúr je to najjednoduchšie a najpresnejšie z hľadiska elektronických vlastností oxidov.

Ak má E na druhej strane iba jednu valenciu (ktorá sa nachádza v periodickej tabuľke), potom to nie je špecifikované.

Teda pre oxid EO, ak má E valenciu +2 a +3, nazýva sa: (názov E) (II) oxid. Ale ak má E iba valenciu +2, potom sa jeho oxid nazýva: oxid (názov E).

Tradičná nomenklatúra

Ak chcete spomenúť názov oxidov, pre ich väčšie alebo menšie valencie sa musia k ich latinským názvom pridať prípony –ico alebo –oso. V prípade, že existujú viac ako dve, použijú sa predpony --hipo pre najmenšie a --perper pre najväčšie zo všetkých.

Napríklad vedenie pracuje s valenciami +2 a +4. V PbO má valenciu +2, preto sa nazýva: plumbous oxide. Kým PbO ₂ , sa nazýva: oxid olovnatý.

A čo sa nazýva Pb ₃ O ₄ podľa predchádzajúcich dvoch nomenklatúr? To nemá meno. Prečo? Vzhľadom k tomu, Pb ₃ O ₄ v skutočnosti pozostáva zo zmesi 2; to znamená, že červená tuhá látka má dvojnásobnú koncentráciu PbO.

Z tohto dôvodu by bolo nesprávne pokúsiť sa Pb ₃ O ₄ pomenovať názov, ktorý sa nebude skladať zo systematickej nomenklatúry alebo obľúbeného slangu.

Druhy oxidov

V závislosti od toho, ktorá časť periodickej tabuľky E je, a teda aj od jej elektronickej povahy, je možné vytvoriť jeden alebo druhý druh oxidu. Z tohto mnohonásobného kritéria vyplýva, že im treba prideliť určitý typ, ale najdôležitejšie sú tie, ktoré sa týkajú ich kyslosti alebo zásaditosti.

Zásadité oxidy

Zásadité oxidy sú charakterizované tým, že sú iónové, kovové a čo je dôležitejšie, vytvárajú zásaditý roztok rozpustením vo vode. Aby sa experimentálne stanovilo, či je oxid zásaditý, musí sa pridať do nádoby s vodou a rozpusteným univerzálnym indikátorom. Jeho sfarbenie pred pridaním oxidu musí byť zelené a pH neutrálne.

Po pridaní oxidu do vody, ak sa jeho farba zmení zo zelenej na modrú, znamená to, že pH sa stalo zásaditým. Je to preto, že vytvára rovnováhu rozpustnosti medzi vytvoreným hydroxidom a vodou:

EO (y) + H ₂ O (l) => E (OH) ₂ (S) <=> E ²⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Aj keď je oxid nerozpustný vo vode, iba malá časť sa rozpustí, aby zmenila pH. Niektoré zásadité oxidy sú také rozpustné, že vytvárajú hydroxidy lúhu ako NaOH a KOH. To znamená, sodíka a draslíka oxidy, Na ₂ O a K ₂ O, sú veľmi základné. Všimnite si valenciu +1 pre oba kovy.

Kyslé oxidy

Kyslé oxidy sa vyznačujú tým, že majú nekovový prvok, sú kovalentné a tiež vytvárajú kyslé roztoky s vodou. Jeho kyslosť sa dá opäť skontrolovať pomocou univerzálneho ukazovateľa. Ak sa tento čas po pridaní oxidu do vody zmení jeho zelená farba na červenkastú farbu, potom ide o kyslý oxid.

Aká reakcia prebieha? Ďalší:

EO ₂ (S) + H ₂ O (l) => H ₂ EO ₃ (aq)

Príkladom oxidu s kyselinou, ktorá nie je vo forme pevnej látky, ale plyn, je CO ₂ . Keď sa rozpustí vo vode, tvorí kyselinu uhličitú:

CO ₂ (g) + H ₂ O (l) <=> H ₂ CO ₃ (aq)

Podobne, CO ₂ sa neskladá z O ^2- aniónov a c ⁴⁺ katióny , ale skôr molekula tvorená kovalentními väzbami: O = C = O. Toto je možno jeden z najväčších rozdielov medzi zásaditými oxidmi a kyselinami.

Neutrálne oxidy

Tieto oxidy nemenia zelenú farbu vody pri neutrálnom pH; to znamená, že netvoria hydroxidy alebo kyseliny vo vodnom roztoku. Niektoré z nich sú: N ₂ O, NO a CO. Rovnako ako CO, majú kovalentné väzby, ktoré môžu byť ilustrované Lewisovými štruktúrami alebo akoukoľvek teóriou väzby.

Amfotérne oxidy

Ďalší spôsob klasifikácie oxidov závisí od toho, či reagujú s kyselinou alebo nie. Voda je veľmi slabá kyselina (a tiež báza), takže amfotérne oxidy nevykazujú „svoje dve tváre“. Tieto oxidy sa vyznačujú reakciou s kyselinami aj zásadami.

Oxid hlinitý je napríklad amfotérny oxid. Reakciu s kyselinami alebo zásadami predstavujú tieto dve chemické rovnice:

Al ₂ O ₃ (s) + 3 H ₂ SO ₄ (aq) => Al ₂ (SO ₄ ) ₃ (aq) + 3H ₂ O (l)

Al ₂ O ₃ (s) + 2NaOH (aq) + 3H ₂ O (l) => 2NaAl (OH) ₄ (aq)

Al ₂ (SO ₄ ) ₃ je sulfátová soľ hliníka, a naąli (OH) _{4, je} komplexná soľ s názvom tetrahydroxo sodného hlinitan.

Oxid vodíka, H ₂ O (voda), je tiež amfoterné, a to dokladá jeho ionizácie bilancia:

H ₂ O (l) <=> H ₃ O ⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Zmiešané oxidy

Zmiešané oxidy sú tie, ktoré pozostávajú zo zmesi jedného alebo viacerých oxidov v tej istej pevnej látke. Pb ₃ O ₄ je príklad z nich. Magnetit, Fe ₃ O ₄ , je tiež ďalší príklad zmesového oxidu. Fe ₃ O ₄ je zmesou FeO a Fe ₂ O ₃ v pomere 1: 1 pomer (na rozdiel od Pb ₃ O ₄ ).

Zmesi môžu byť komplexnejšie, a tak vytvárať bohatú škálu oxidových minerálov.

vlastnosti

Vlastnosti oxidov závisia od ich typu. Oxidy môžu byť iónové (E ^{n +} O ² ), ako je CaO (Ca ²⁺ O ^2- ), alebo kovalentnou, tak ako ₂ , O = S = O.

Z tohto faktu az tendencie, že prvky musia reagovať s kyselinami alebo zásadami, sa pre každý oxid zbiera množstvo vlastností.

Vyššie uvedené sa odráža aj vo fyzikálnych vlastnostiach, ako je teplota topenia a teplota varu. Iónové oxidy majú tendenciu vytvárať kryštalické štruktúry, ktoré sú veľmi odolné voči teplu, takže ich teploty topenia sú vysoké (nad 1000 ° C), zatiaľ čo kovalenty sa topia pri nízkych teplotách alebo sú to dokonca plyny alebo kvapaliny.

Ako sa formujú?

Zdroj: Pete via Flickr

Oxidy vznikajú, keď prvky reagujú s kyslíkom. Táto reakcia môže nastať pri jednoduchom kontakte s atmosférou bohatou na kyslík alebo vyžaduje teplo (napríklad ľahší plameň). To znamená, že pri horení predmetu reaguje s kyslíkom (pokiaľ je prítomný vo vzduchu).

Ak si napríklad vezmete kus fosforu a vložíte ho do plameňa, zhorí a vytvorí zodpovedajúci oxid:

4P (y) + 5O ₂ (g) => P ₄ O ₁₀ (S)

Počas tohto procesu môžu niektoré tuhé látky, ako napríklad vápnik, horieť s jasným, farebným plameňom.

Ďalší príklad sa získa spaľovaním dreva alebo akýchkoľvek organických látok, ktoré obsahujú uhlík:

C (S) + O ₂ (g) => CO ₂ (g)

Ak však nie je dostatok kyslíka, namiesto CO ₂ sa vytvára CO :

C (S) + 1 / 2O ₂ (g) => CO (g)

Všimnite si, ako pomer C / O slúži na opis rôznych oxidov.

Príklady oxidov

Zdroj: Yikrazuul, z Wikimedia Commons

Horná snímka zodpovedá štruktúre oxidu kovalentnej I ₂ O ₅ , najstabilnejší, ktorý tvorí jódu. Všimnite si ich jednoduché a dvojité väzby, ako aj formálne náboje I a kyslíkov na ich stranách.

Halogén oxidy sú charakterizované tým, že sú kovalentné a vysoko reaktívne, ako je to v prípade O ₂ F ₂ (FOOF) a OF ₂ (FOF). Oxid chloričitý, ClO ₂ , napríklad, je jediný oxid chlóru, ktorý je syntetizovaný v priemyselnom meradle.

Pretože halogény tvoria kovalentné oxidy, ich „hypotetické“ valencie sa vypočítavajú rovnakým spôsobom na základe princípu elektroneutrality.

Oxidy prechodných kovov

Okrem oxidov halogénov existujú aj oxidy prechodných kovov:

-CoO: oxid kobaltnatý; oxid kobaltu; u oxidu kobaltu.

-HgO: oxid ortuťnatý; oxid ortuťnatý; u oxid uhoľnatý.

-Ag ₂ O: oxid strieborný; oxid strieborný; alebo oxid uhoľnatý.

-Au ₂ O ₃ : zlato (III) oxid; oxid aurový; alebo oxid dioxid.

Ďalšie príklady

-B ₂ O ₃ oxid boritý ;: oxid boritý; alebo oxid dibóru.

-Cl ₂ O ₇ : oxid chlór (VII); oxid chloristý; dichlór-heptoxid.

-NO: oxid dusnatý; Oxid dusnatý; oxid uhoľnatý.

Referencie

1. Shiver a Atkins. (2008). Anorganická chémia. (štvrté vydanie). Mc Graw Hill.
2. Oxidy kovov a kovov. Prevzaté z: chem.uiuc.edu
3. Chémia zadarmo online. (2018). Oxidy a ozón. Prevzaté z: freechemistryonline.com
4. Toppr. (2018). Jednoduché oxidy. Prevzaté z: toppr.com
5. Steven S. Zumdahl. (7. mája 2018). Oxid. Encyclopediae Britannica. Prevzaté z: britannica.com
6. Chémia LibreTexts. (24. apríla 2018). Oxidy. Prevzaté z: chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). Príklady oxidov. Obnovené z: quimicas.net