Oksidų savybės, jų formavimas, nomenklatūra ir pavyzdžiai

A rūgštis arba okso rūgštis yra trišalė rūgštis, sudaryta iš vandenilio, deguonies ir nemetalinio elemento, kuris yra vadinamasis centrinis atomas. Priklausomai nuo deguonies atomų skaičiaus ir dėl to nemetalinio elemento oksidacijos būsenos gali susidaryti keli oksidai..

Šios medžiagos yra grynai neorganinės; Tačiau anglis gali sudaryti vieną iš labiausiai žinomų rūgščių: anglies rūgštis, H₂CO₃. Kadangi cheminė formulė pati savaime įrodo, ji turi tris O atomus, vieną iš C ir du iš H.

Du H atomai₂CO₃ jie išleidžiami į terpę kaip H⁺, tai paaiškina jo rūgštines savybes. Jei kaitinamas vandeninis anglies rūgšties tirpalas, jis išleis dujas.

Ši dujos yra anglies dioksidas, CO₂, neorganinė molekulė, gaunama deginant angliavandenilius ir ląstelių kvėpavimą. Jei CO buvo grąžintas₂ į vandens talpyklą, H₂CO₃ būtų vėl suformuota; todėl, kai tam tikra medžiaga reaguoja su vandeniu, susidaro oksorūgštis.

Ši reakcija pastebima ne tik CO₂, bet kitoms neorganinėms kovalentinėms molekulėms, vadinamoms rūgštiniais oksidais.

Oksidai yra daugybė naudojimo būdų, kuriuos sunku apibūdinti bendrai. Jo taikymas labai priklausys nuo centrinio atomo ir oksigenų skaičiaus.

Jie gali būti naudojami iš junginių medžiagų, trąšų ir sprogmenų sintezei, net analitiniams tikslams arba gaiviųjų gėrimų gamybai; kaip ir anglies rūgštis ir fosforo rūgštis, H₃PO₄, sudaro šių gėrimų sudėties dalį.

Indeksas

• 1 Oxacid savybės ir savybės
  • 1.1 Hidroksi grupės
  • 1.2 Centrinis atomas
  • 1.3 Rūgštis
• 2 Kaip susidaro rūgštys?
  • 2.1 Mokymo pavyzdžiai
  • 2.2 Metalo oksidai
• 3 Nomenklatūra
  • 3.1. Valencijos apskaičiavimas
  • 3.2 Paskirti rūgštį
• 4 Pavyzdžiai
  • 4.1 Halogeno grupės rūgštys
  • 4.2 VIA grupės oksidai
  • 4.3 Boro rūgštys
  • 4.4 Anglies rūgštys
  • 4.5 Chromo rūgštys
  • 4.6 Silicio rūgštys
• 5 Nuorodos

Oxacid savybės ir savybės

Hidroksi grupės

Viršutiniame vaizde yra bendroji formulė H.E.O oksidams. Kaip matyti, jis turi vandenilį (H), deguonį (O) ir centrinį atomą (E); anglies rūgšties atveju yra anglis, C.

Vandenilis oksiduose paprastai yra susietas su deguonies atomu, o ne centriniu atomu. Fosforo rūgštis, H₃PO₃, reiškia konkretų atvejį, kai vienas iš vandenilio jungiasi prie fosforo atomo; todėl jo struktūrinė formulė geriausiai atstovaujama kaip (OH)₂OPH.

Nors nitrato rūgšties, HNO₂, turi skeletą H-O-N = O, todėl turi hidroksilo grupę (OH), kuri disocijuoja išleidžiant vandenilį.

Taigi viena iš pagrindinių rūgšties savybių yra ne tik tai, kad ji turi deguonį, bet ir tai, kad ji yra kaip OH grupė.

Kita vertus, kai kurie rūgštys turi vadinamąją okso grupę, E = O. Fosforo rūgšties atveju ji turi okso grupę, P = O. Jiems trūksta H atomų, todėl jie „nėra atsakingi“ už rūgštingumą.

Centrinis atomas

Centrinis atomas (E) gali būti arba gali būti ne elektronegatyvinis elementas, priklausomai nuo jo vietos periodinės lentelės p bloke. Kita vertus, deguonis, elementas, šiek tiek labiau elektroninis nei azotas, traukia elektronus iš OH jungties; tokiu būdu leidžiama išleisti H joną⁺.

Todėl E yra susijęs su OH grupėmis. Atleidus H joną⁺ atsiranda rūgšties jonizacija; tai reiškia, kad jis įgyja elektrinį krūvį, kuris jo atveju yra neigiamas. Oksasas gali išskirti tiek daug H jonų⁺ kaip OH grupės turi savo struktūrą; ir kuo daugiau yra, tuo didesnis neigiamas mokestis.

Sieros rūgšties siera

Sieros rūgštis, poliprotinė, turi molekulinę formulę H₂SO₄. Ši formulė taip pat gali būti parašyta taip: (OH)₂SO₂, pabrėžti, kad sieros rūgštis turi dvi hidroksilo grupes, prijungtas prie sieros, jos centrinio atomo.

Jo jonizacijos reakcijos yra:

H₂SO₄ => H⁺    +     HSO₄^-

Tada atleidžiamas antrasis H⁺ likusios OH grupės, lėčiau iki taško, kur galima nustatyti pusiausvyrą:

HSO₄^-    <=>   H⁺    +     SO₄^2-

Antroji disociacija yra sunkesnė nei pirmoji, nes turi būti atskirtas teigiamas įkrovimas (H⁺) dvigubo neigiamo mokesčio (SO₄^2-).

Rūgšties stiprumas

Beveik visų oksidų, turinčių tą patį centrinį atomą (ne metalą), stiprumas didėja didėjant centrinio elemento oksidacijos būsenai; kuris savo ruožtu yra tiesiogiai susijęs su deguonies atomų skaičiaus padidėjimu.

Pavyzdžiui, rodomos trys rūgščių rūgščių serijos, kurių rūgštingumo jėgos yra užsakomos nuo mažiausių iki didžiausių:

H₂SO₃ < H₂SO₄

HNO₂ < HNO₃

HClO < HClO₂ < HClO₃ < HClO₄

Daugumoje oksidų, turinčių skirtingus elementus su ta pačia oksidacijos būsena, bet priklausantys tai pačiai periodinės lentelės grupei, rūgšties stiprumas tiesiogiai didėja su centrinio atomo elektronegatyvumu:

H₂SeO₃ < H₂SO₃

H₃PO₄ < HNO₃

HBrO₄ < HClO₄

Kaip oksidai susidaro?

Kaip minėta pradžioje, oksidai susidaro, kai tam tikros medžiagos, vadinamos rūgštiniais oksidais, reaguoja su vandeniu. Tai bus paaiškinta naudojant tą patį anglies rūgšties pavyzdį.

CO₂   +    H₂O     <=>    H₂CO₃

Rūgšties oksidas + vanduo => rūgštis

Kas atsitinka, kad H molekulė₂Arba kovalentiškai jungiasi su CO₂. Jei vanduo pašalinamas šiluma, pusiausvyra perkeliama į CO regeneraciją₂; tai reiškia, kad karštas gazuotas gėrimas anksčiau nei šaltas praranda savo putojančio jausmo.

Kita vertus, rūgštiniai oksidai susidaro, kai nemetalinis elementas reaguoja su vandeniu; nors tiksliau, kai reaktyvus elementas sudaro kovalentinio pobūdžio oksidą, kurio ištirpimas vandenyje generuoja H jonus⁺.

Jau buvo pasakyta, kad H jonai⁺ yra gauto rūgšties jonizacijos produktas.

Mokymo pavyzdžiai

Chloro oksidas, Cl₂O₅, Reaguoja su vandeniu, kad gautų chloro rūgšties:

Cl₂O₅  +    H₂O => HClO₃

Sieros oksidas, SO₃, Reaguoja su vandeniu ir susidaro sieros rūgštis:

SO₃   +    H₂O => H₂SO₄

Ir periodinis oksidas, aš₂O₇, Reaguoja su vandeniu, kad susidarytų periodinė rūgštis:

I₂O₇   +    H₂O => HIO₄

Be šių klasikinių oksidų susidarymo mechanizmų, yra ir kitų to paties tikslo reakcijų.

Pavyzdžiui, fosforo trichloridas, PCl₃, reaguoja su vandeniu, kad gautų fosforo rūgštį, rūgštį ir vandenilio chlorido rūgštį.

PCl₃    +    3H₂O => H₃PO₃ +      HCl

Ir fosforo pentachloridas, PCl₅, reaguoja su vandeniu, kad gautų fosforo rūgštį ir druskos rūgštį.

PCl₅   +    4 H₂O => H₃PO₄    +    HCl

Metalo oksidai

Kai kurie pereinamieji metalai sudaro rūgšties oksidus, tai yra, jie ištirpsta vandenyje, kad gautų oksidų.

Mangano oksidas (VII) (bevandenis permanganas) Mn₂O₇ ir chromo oksidas (VI) yra labiausiai paplitę pavyzdžiai.

Mn₂O₇   +    H₂O => HMnO₄ (permangano rūgštis)

CrO₃      +   H₂O => H₂CrO₄ (chromo rūgštis)

Nomenklatūra

Valentų skaičiavimas

Norint tiksliai įvardyti rūgšties rūgštį, reikia pradėti nustatyti centrinio atomo E valentinį ar oksidacijos numerį. Pradedant nuo bendrosios formulės HEO, laikoma:

-O turi valentą -2

-H reikšmė yra +1

Turint tai omenyje, oksiduotas HEO yra neutralus, todėl valentų įkrovimo suma turi būti lygi nuliui. Taigi turime tokią algebrinę sumą:

-2 + 1 + E = 0

E = 1

Todėl E reikšmė yra +1.

Tada turime pasinaudoti galimomis valencijomis, kurios gali turėti E. Jei tarp jos valentų yra reikšmės +1, +3 ir +4, E tada „veikia“ su mažesne valencija.

Pavadinkite rūgštį

Jei norite įvardinti HEO, pradėkite skambinti rūgštimi, po to E pavadinimu su sufiksais -ico, jei dirbate su didžiausia valencija, u -oso, jei dirbate su mažiausia valencija. Kai yra trys ar daugiau, prefiksai „hipo- ir per-“ naudojami nurodyti mažiausiems ir didžiausiems valentams..

Taigi, HEO būtų vadinamas:

Rūgštys hipoglikemija(E pavadinimas)nešioti

Nuo +1 yra mažiausia iš trijų valentų. Ir jei tai būtų HEO₂, tada E turėtų valentą +3 ir jis būtų vadinamas:

Rūgštis (E pavadinimas)nešioti

Taip pat HEO₃, su E, dirbant su valencija +5:

Rūgštis (E pavadinimas)ico

Pavyzdžiai

Žemiau yra keletas rūgščių su jų atitinkamomis nomenklatūromis.

Halogeno grupės oksacidai

Halogenai įsikiša, formuodami oksidus, kurių valentai yra +1, +3, +5 ir +7. Chloras, bromas ir jodas gali sudaryti 4 rūšių rūgščių, atitinkančių šias valentes. Tačiau vienintelis oksido rūgštis, pagamintas iš fluoro, yra hipofluorūgštis (HOF), kuri yra nestabili.

Kai grupės rūgštis naudoja valentą +1, ji pavadinta taip: hipochlorinė rūgštis (HClO); hipobrominė rūgštis (HBrO); hipoglikozės rūgštis (HIO); Hipofluorūgštis (HOF).

Naudojant valentą +3 nenaudojamas prefiksas ir naudojamas tik lokys sufiksas. Jūs turite chloro rūgštis (HClO₂), bromoso (HBrO)₂) ir Yodoso (HIO)₂).

Su valencija +5 prefiksas nenaudojamas ir naudojamas tik sufiksas ico. Jūs turite chloro rūgštis (HClO₃), brómico (HBrO)₃) ir jodas (HIO)₃).

Dirbant su valencija +7, naudojamas prefiksas ir sufiksas ico. Jūs turite perchloro rūgščių (HClO₄), perbrominis (HBrO)₄) ir periodiškai (HIO)₄).

VIA grupės oksidai

Šios grupės nemetaliniai elementai dažniausiai yra valentai -2, +2, +4 ir +6, kurie labiausiai žinomose reakcijose sudaro tris oksidus..

Su valencija +2 naudojamas prefiksas hipo ir lokys sufiksas. Jūs turite hibridinių rūgščių (H₂SO₂), hyposelenious (H₂SeO₂) ir hipoteluroso (H₂TeO₂).

Su valencija +4 prefiksas nenaudojamas ir naudojamas lokys sufiksas. Jūs turite sieros rūgščių (H₂SO₃), selenious (H₂SeO₃) ir teluroso (H)₂TeO₃).

Ir kai jie dirba su valencija + 6, prefiksas nenaudojamas ir naudojamas ico priesaga. Jie turi sieros rūgščių (H. \ T₂SO₄), selenas (H₂SeO₄) ir tellūrinis (H₂TeO₄).

Boro rūgštys

Boras turi valentą +3. Jūs turite metabolinių rūgščių (HBO)₂), piroborinis (H₄B₂O₅) ir ortomorinis (H₃BO₃). Skirtumas yra vandens, kuris reaguoja su boro oksidu, skaičiumi.

Anglies rūgštys

Anglis turi valentų +2 ir +4. Pavyzdžiai: su valencija +2, anglies rūgštis (H₂CO₂) ir su valencija +4, anglies rūgštis (H₂CO₃).

Chromo oksidai

Chromas turi valentus +2, +4 ir +6. Pavyzdžiai: su valencija 2, hipochrominė rūgštis (H₂CrO₂); su valentu 4, chromo rūgštimi (H₂CrO₃); ir su valentu 6, chromo rūgštimi (H₂CrO₄).

Silicio rūgštys

Silicis turi valentus -4, +2 ir +4. Jame yra metasilicino rūgštis (H₂SiO₃) ir pirozilinės rūgšties (H₄SiO₄). Atkreipkite dėmesį, kad abiejose Si turi +4 valentą, tačiau skirtumas yra vandens molekulių, kurios reagavo su jo rūgšties oksidu, skaičiumi.

Nuorodos

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemija (8-asis red.). Mokymosi mokymas.
2. Redaktorius (2012 m. Kovo 6 d.). Oksidų formulavimas ir nomenklatūra. Gauta iš: si-educa.net
3. Vikipedija. (2018). Oksirūgštis Gauta iš: en.wikipedia.org
4. Steven S. Zumdahl. (2019). Oksirūgštis Encyclopædia Britannica. Gauta iš: britannica.com
5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018 m. Sausio 31 d.). Dažni oksoacidiniai junginiai. Gauta iš: thinkco.com