Oksidų nomenklatūra, tipai, savybės ir pavyzdžiai

The oksidai jie yra dvejetainių junginių šeima, kurioje yra elemento ir deguonies sąveika. Taigi oksidas turi labai bendrą EO tipo formulę, kur E yra bet koks elementas.

Priklausomai nuo daugelio veiksnių, tokių kaip E elektroninė prigimtis, jo jonų spindulys ir jo valios, gali būti suformuoti įvairūs oksidų tipai. Kai kurie yra labai paprasti ir kiti, pvz., Pb₃O₄, (vadinamas miniumu, arcazonu arba raudonuoju švinu) yra sumaišyti; tai yra, jie atsiranda derinant daugiau nei vieną paprastą oksidą.

Tačiau oksidų sudėtingumas gali būti dar didesnis. Yra mišinių ar struktūrų, į kurias gali įsikišti daugiau nei vienas metalas, o kai kurios proporcijos nėra stechiometrinės. Pb atveju₃O₄, santykis Pb / O yra lygus 3/4, iš kurių ir skaitiklis, ir vardiklis yra sveikieji skaičiai.

Ne stechiometriniuose oksiduose proporcijos yra dešimtainiai skaičiai. E_0,75O_1.78, yra hipotetinio ne-stechiometrinio oksido pavyzdys. Šis reiškinys pasireiškia vadinamaisiais metaliniais oksidais, ypač su pereinamaisiais metalais (Fe, Au, Ti, Mn, Zn ir tt)..

Tačiau yra oksidų, kurių savybės yra daug paprastesnės ir diferencijuotesnės, kaip ir joninis arba kovalentinis. Tuose oksiduose, kuriuose vyrauja joninis pobūdis, jie bus sudaryti iš katijonų E⁺ ir anijonai O^2-; ir tuos grynai kovalentinius, paprastus (E-O) arba dvigubus (E = O) ryšius.

Tai, kas diktuoja oksido joninį pobūdį, yra E ir O elektronegatyvumo skirtumas. Kai E yra labai elektropozicinis metalas, tada EO turi didelį joninį charakterį. Kadangi jei E yra elektroninis, ty ne metalo, jo EO oksidas bus kovalentinis.

Ši savybė apibrėžia daug kitų oksidų eksponuojamų medžiagų, taip pat jų gebėjimas sudaryti bazes arba rūgštis vandeniniame tirpale. Iš čia kyla vadinamieji baziniai ir rūgštiniai oksidai. Tie, kurie elgiasi ne taip, arba kurie rodo abi savybes, yra neutralūs arba amfoteriniai oksidai.

Indeksas

• 1 Nomenklatūra
  • 1.1 Sisteminė nomenklatūra
  • 1.2 Atsargų nomenklatūra
  • 1.3 Tradicinė nomenklatūra
• 2 oksidų tipai
  • 2.1 Baziniai oksidai
  • 2.2 Rūgštiniai oksidai
  • 2.3 Neutralūs oksidai
  • 2.4 Amfoteriniai oksidai
  • 2.5 Mišrieji oksidai
• 3 Ypatybės
• 4 Kaip jie suformuoti?
• 5 oksidų pavyzdžiai
  • 5.1 Pereinamojo metalo oksidai
  • 5.2 Papildomi pavyzdžiai
• 6 Nuorodos

Nomenklatūra

Yra trys būdai paminėti oksidus (kurie taip pat taikomi daugeliui kitų junginių). Tai yra teisinga, neatsižvelgiant į EO oksido jonų pobūdį, todėl jų pavadinimai nieko nesako apie jų savybes ar struktūras.

Sisteminė nomenklatūra

Atsižvelgiant į EO, E oksidus₂O, E₂O₃ ir EO₂, Iš pirmo žvilgsnio jūs negalite žinoti, kas yra už jūsų cheminių formulių. Tačiau skaičiai rodo stechiometrines proporcijas arba E / O santykį. Iš šių numerių jie gali būti pavardės, net jei nenurodyta, kokie valentai veikia.

E ir O atomų skaičius nurodomas graikų skaičiumi. Tokiu būdu mono- reiškia, kad yra tik vienas atomas; di-, du atomai; tri-, trys atomai ir pan.

Taigi, ankstesnių oksidų pavadinimai pagal sisteminę nomenklatūrą yra šie:

-MonóE (EO) oksidas.

-Monóxido diE (E₂O).

-Trioksido oksidas diE (E₂O₃).

-DiE oksidas (EO)₂).

Tuomet ši nomenklatūra taikoma Pb₃O₄, raudona oksido pirmojo vaizdo, mes turime:

Pb₃O₄: tetraoksido oksidas trišvino.

Daugeliui mišrių oksidų arba su dideliais stechiometriniais santykiais labai naudinga juos naudoti sistemingai nomenklatūrai.

Akcijų nomenklatūra

Valensija

Nors nežinoma, kuris elementas yra E, pakanka E / O santykio žinoti, kokią valentą jis naudoja savo okside. Kaip? Per elektroneutralumo principą. Tam reikia, kad junginių jonų įkrovos suma būtų lygi nuliui.

Tai daroma darant prielaidą, kad bet kuris oksidas turi didelį jonų pobūdį. Taigi O turi 2, nes tai yra O^2-, ir E turi užtikrinti n +, kad jis neutralizuotų neigiamus oksido anijono krūvius.

Pavyzdžiui, EO atomas E dirba su valencija +2. Kodėl? Nes kitaip jis negali neutralizuoti vienintelio O apkrovos -2. E₂Arba E turi valentą +1, nes mokestis +2 turi būti padalintas tarp dviejų E atomų.

Ir E₂O₃, pirmiausia reikia apskaičiuoti O neigiamus mokesčius, nes yra trys iš jų, tada: 3 (-2) = -6. Norint neutralizuoti apkrovą -6, reikia, kad E suteiktų +6, bet kadangi yra du iš jų, +6 yra padalintas iš dviejų, paliekant E valentą +3.

Mnemoninė taisyklė

O visada oksiduose turi valentą -2 (nebent tai yra peroksidas ar superoksidas). Taigi, mnemoninė taisyklė, pagal kurią nustatoma E valencija, yra tiesiog atsižvelgti į skaičių, lydintį O. E, kita vertus, jam bus pridėtas numeris 2, o jei ne - tai supaprastinimas..

Pvz., EO atveju E valencija yra +1, nes net jei nėra parašyta, yra tik vienas O. Ir EO₂, nesant 2 lydimųjų E, buvo supaprastinimas ir pasirodys, kad jis turi daugintis iš 2. Taigi formulė lieka kaip E₂O₄ E reikšmė yra tada +4.

Tačiau ši taisyklė nepavyksta kai kuriems oksidams, pvz., Pb₃O₄. Todėl visada būtina atlikti neutralumo skaičiavimus.

Ką ji sudaro?

Kuomet E valentingumas pasiekiamas, atsargų nomenklatūra susideda iš skliausteliuose ir romėniškų skaitmenų. Iš visų nomenklatūrų tai yra paprasčiausia ir tiksliausia, atsižvelgiant į oksidų elektronines savybes.

Kita vertus, jei E turi tik vieną valentą (kurią galima rasti periodinėje lentelėje), tai nėra nurodyta.

Taigi, oksido EO atveju, jei E turi valentą +2 ir +3, tai vadinama: (E) pavadinimo oksidu (II). Bet jei E turi tik valentą +2, tada jo oksidas vadinamas oksidu (E pavadinimas).

Tradicinė nomenklatūra

Norint paminėti oksidų pavadinimą, jų lotyniški pavadinimai turėtų būti pridėti prie didesnių ar mažesnių valentų priesagos -ico arba -oso. Jei yra daugiau nei du, tuomet prefiksai yra „mažiausias“ ir „mažesni“ už didžiausią iš visų.

Pavyzdžiui, švino darbas yra su valentais +2 ir +4. PbO jis turi valentą +2, todėl jis vadinamas: plumbous oxide. Nors PbO₂ Jis vadinamas Plúmbico oksidu.

Ir Pb₃O₄, Kaip ji vadinama pagal dvi ankstesnes nomenklatūras? Ji neturi pavadinimo. Kodėl? Kadangi Pb₃O₄ iš tikrųjų sudaro mišinys 2 [PbO] [PbO₂]; ty raudona kieta medžiaga turi dvigubą PbO koncentraciją.

Dėl šios priežasties būtų neteisinga bandyti suteikti Pb pavadinimą₃O₄ tai nėra sisteminė nomenklatūra ar populiarus slengas.

Oksidų tipai

Priklausomai nuo to, kuri periodinės lentelės dalis yra E ir todėl jos elektroninė prigimtis, gali būti suformuotas vienas ar kitas oksidas. Iš čia atsiranda daug kriterijų, kad juos būtų galima priskirti tipui, tačiau svarbiausi yra tie, kurie susiję su jų rūgštingumu ar bazingumu.

Baziniai oksidai

Baziniai oksidai pasižymi tuo, kad jie yra joniniai, metaliniai ir, dar svarbiau, vandenyje ištirpę bazinį tirpalą. Eksperimentiškai nustatyti, ar oksidas yra pagrindinis, jis turi būti pridedamas prie talpyklos, kurioje yra vandens ir universalus indikatorius. Jo spalvos prieš pridedant oksido turėtų būti žalios, neutralios pH.

Kai oksidas yra pridedamas prie vandens, jei jo spalva pasikeičia nuo žalios iki mėlynos, tai reiškia, kad pH tapo pagrindiniu. Taip yra todėl, kad susidaro tirpumo tarp susidariusio hidroksido ir vandens pusiausvyra:

EO (s) + H₂O (l) => E (OH)₂(-ai) <=> E²⁺(ac) + OH^-(ac)

Nors oksidas netirpsta vandenyje, pakanka, kad maža dalis ištirptų, kad pakeistų pH. Kai kurie baziniai oksidai yra tokie tirpūs, kad generuoja šarminius hidroksidus, tokius kaip NaOH ir KOH. Tai yra, natrio ir kalio oksidai, Na₂O ir K₂Arba jie yra labai paprasti. Atkreipkite dėmesį į +1 valentą abiems metalams.

Rūgštiniai oksidai

Rūgštiniai oksidai pasižymi nemetaliniu elementu, yra kovalentiniai ir taip pat gamina rūgštinius tirpalus su vandeniu. Vėlgi, jo rūgštingumą galima patikrinti su universaliu indikatoriumi. Jei šį kartą į vandenį pridedant oksido, jo žalia spalva tampa rausva, tuomet tai yra rūgšties oksidas.

Kokia reakcija vyksta? Taip:

EO₂(s) + H₂O (l) => H₂EO₃(ac)

Rūgštinio oksido, kuris nėra kietas, bet dujų, pavyzdys yra CO₂. Kai jis ištirpsta vandenyje, jis sudaro anglies rūgštį:

CO₂(g) + H₂O (l) <=> H₂CO₃(ac)

Taip pat CO₂ Ją sudaro ne anijonai ARBA^2- ir C katijonai⁴⁺, bet molekulėje, sudarytoje iš kovalentinių ryšių: O = C = O. Tai galbūt yra vienas didžiausių skirtumų tarp bazinių oksidų ir rūgščių.

Neutralūs oksidai

Šie oksidai nekeičia žalios vandens spalvos neutraliame pH; tai yra, jie nesudaro hidroksidų ir rūgščių vandeniniame tirpale. Kai kurie iš jų yra: N₂O, NO ir CO. Kaip ir CO, jie turi kovalentinius ryšius, kurie gali būti iliustruojami Lewio struktūromis arba bet kokia sąsajų teorija.

Amfoteriniai oksidai

Kitas būdas klasifikuoti oksidus priklauso nuo to, ar jie reaguoja su rūgštimi, ar ne. Vanduo yra labai silpna rūgštis (ir pagrindas), todėl amfoteriniai oksidai neturi „abiejų pusių“. Šie oksidai pasižymi reakcija tiek su rūgštimis, tiek su bazėmis.

Pavyzdžiui, aliuminio oksidas yra amfoterinis oksidas. Šios dvi cheminės lygtys rodo jų reakciją su rūgštimis arba bazėmis:

Al₂O₃(s) + 3H₂SO₄(ac) => Al₂(SO₄)₃(ac) + 3H₂O (l)

Al₂O₃(s) + 2NaOH (ac) + 3H₂O (l) => 2NaAl (OH)₄(ac)

Al₂(SO₄)₃ aliuminio sulfato druska ir NaAl (OH)₄ kompleksinė druska, vadinama natrio tetrahidroksino aliuminatu.

Vandenilio oksidas, H₂Arba (vanduo), jis taip pat yra amfoterinis, ir tai įrodo jo jonizacijos pusiausvyra:

H₂O (l) <=> H₃O⁺(ac) + OH^-(ac)

Mišrieji oksidai

Mišrieji oksidai yra tie, kurie susideda iš vieno ar daugiau oksidų mišinio toje pačioje kietoje medžiagoje. Pb₃O₄ Tai yra jų pavyzdys. Magnetitas, tikėjimas₃O₄, tai yra dar vienas mišraus oksido pavyzdys. Tikėjimas₃O₄ Tai FeO ir Fe mišinys₂O₃ 1: 1 proporcijomis (skirtingai nei Pb)₃O₄).

Mišiniai gali būti sudėtingesni.

Savybės

Oksidų savybės priklauso nuo jų tipo. Oksidai gali būti joniniai (Eⁿ⁺O^2-), pavyzdžiui, CaO (Ca²⁺O^2-) arba kovalentinis, kaip SO₂, O = S = O.

Iš šio fakto ir elementų polinkio reaguoti su rūgštimis ar bazėmis kiekvienam oksidui surenkamos kelios savybės.

Be to, pirmiau minėta fizinė savybė, pavyzdžiui, lydymosi ir virimo taškai. Joniniai oksidai yra linkę formuoti kristalines struktūras, kurios yra labai atsparios karščiui, todėl jų lydymosi taškai yra aukšti (virš 1000 ° C), o kovalentiniai tirpsta esant žemai temperatūrai arba net dujų ar skysčių..

Kaip jie formuojami?

Oksidai susidaro, kai elementai reaguoja su deguonimi. Ši reakcija gali įvykti, kai yra tiesioginis kontaktas su atmosferomis, kuriose yra daug deguonies, arba reikia šilumos (pvz., Cigarečių degiklio liepsna). Tai yra, kai objektas sudeginamas, jis reaguoja su deguonimi (tol, kol jis yra ore).

Jei, pavyzdžiui, įpilama fosforo gabalo ir dedama į liepsną, ji sudegins ir susidaro atitinkamas oksidas:

4P (s) + 5O₂(g) => P₄O₁₀(-ai)

Šio proceso metu kai kurios kietos medžiagos, pvz., Kalcis, gali deginti šviesia ir spalvinga liepsna.

Kitas pavyzdys gaunamas deginant medieną arba bet kurią organinę medžiagą, kuri turi anglies:

C (s) + O₂(g) => CO₂(g)

Bet jei yra deguonies nepakankamumas, CO atsiranda vietoj CO₂:

C (s) + 1 / 2O₂(g) => CO (g)

Atkreipkite dėmesį, kaip C / O santykis naudojamas skirtingiems oksidams aprašyti.

Oksidų pavyzdžiai

Viršutinis vaizdas atitinka kovalentinę oksido struktūrą I₂O₅, stabiliausia jodo forma. Atkreipkite dėmesį į paprastas ir dvigubas obligacijas, taip pat į oficialų I ir oxygens įkainius į šonus.

Halogeno oksidai pasižymi kovalentiniais ir labai reaktyviais, nes tokie yra O₂F₂ (F-O-O-F) ir OF₂ (F-O-F). Chloro dioksidas, ClO₂, Pavyzdžiui, tai yra vienintelis chloro oksidas, kuris yra sintezuojamas pramoninėse svarstyklėse.

Kadangi halogenai sudaro kovalentinius oksidus, jų „hipotetinės“ valentijos apskaičiuojamos taip pat, taikant elektroneutralumo principą.

Pereinamojo metalo oksidai

Be halogeno oksidų, mes turime pereinamųjų metalų oksidus:

-CoO: kobalto oksidas (II); kobalto oksidas; u kobalto monoksidas.

-HgO: gyvsidabrio oksidas (II); gyvsidabrio oksidas; u gyvsidabrio monoksidas.

-Ag₂O: sidabro oksidas; sidabro oksidas; arba diplomato monoksidas.

-Au₂O₃: aukso oksidas (III); aureus oksidas; arba dioro trioksidas.

Papildomi pavyzdžiai

-B₂O₃: boro oksidas; boro oksidas; arba diboro trioksidas.

-Cl₂O₇: chloro oksidas (VII); perchloro oksidas; dichlor-heptoxidas.

-NO: azoto oksidas (II); azoto oksidas; azoto monoksidas.

Nuorodos

1. Shiver & Atkins. (2008). Neorganinė chemija (ketvirtasis leidimas). Mc Graw kalnas.
2. Metalo ir nonmetal oksidai. Paimta iš: chem.uiuc.edu
3. Nemokama chemija internete. (2018). Oksidai ir ozonas. Paimta iš: freechemistryonline.com
4. Toppr. (2018). Paprasti oksidai. Paimta iš: toppr.com
5. Steven S. Zumdahl. (2018 m. Gegužės 7 d.). Oksidas. Encyclopediae Britannica. Paimta iš: britannica.com
6. Chemija LibreTexts. (2018 m. Balandžio 24 d.). Oksidai Paimta iš: chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). Oksidų pavyzdžiai. Gauta iš: quimicas.net