ОКСИДИ: НОМЕНКЛАТУРА, ВРСТЕ, СВОЈСТВА И ПРИМЕРИ - ХЕМИЈА - 2026

У оксиди су фамилија бинарних једињења где интеракције између елемента и кисеоника. Дакле, оксид има врло општу формулу типа ЕО, где је Е било који елемент.

У зависности од многих фактора, као што су електронска природа Е, њен јонски радијус и његова валенција, могу се формирати различите врсте оксида. Неки су врло једноставни, а други, попут Пб ₃ О ₄ (звани миниум, арцазон или црвени олов) су помешани; то јест, они су резултат комбинације више једноставних оксида.

Црвено оло, кристално једињење које садржи оловни оксид. Извор: БКСКСКСД, путем Викимедиа Цоммонса

Али сложеност оксида може ићи даље. Постоје мешавине или структуре у којима може да интервенише више метала и где пропорције нису стехиометријске. У случају Пб ₃ О ₄ , однос Пб / О једнак је 3/4, од којих су и бројник и називник цели бројеви.

У нестехиометријским оксидима пропорције су децимални бројеви. Е _0.75 О _1.78 је пример хипотетичког нестехиометричног оксида. Ова појава се јавља код такозваних металних оксида, посебно код прелазних метала (Фе, Ау, Ти, Мн, Зн, итд.).

Међутим, постоје оксиди чије су карактеристике много једноставније и диференцираније, попут јонског или ковалентног карактера. У оним оксиде где јонски доминантно карактера, биће састављена од Е ⁺ катјона и О ^2- ањона ; и оне чисто ковалентне, једноструке везе (Е-О) или двоструке везе (Е = О).

Оно што диктира јонски карактер оксида јесте разлика у електронегативности између Е и О. Када је Е врло електропозитиван метал, тада ће ЕО имати високи јонски карактер. Док ако је Е електронегативан, наиме неметалан, његов оксид ЕО ће бити ковалентан.

Ово својство дефинише многе друге изложене оксидима, као што је њихова способност да формирају базе или киселине у воденом раствору. Одавде долазе такозвани базични и киселински оксиди. Они који се не понашају ни једно од друго, или који напротив показују обе карактеристике, су неутрални или амфотерни оксиди.

Номенклатура

Постоје три начина именовања оксида (који се примењују и на многа друга једињења). То су тачна без обзира на јонски карактер ЕО оксида, па њихова имена не говоре ништа о његовим својствима или структури.

Систематична номенклатура

С обзиром на оксиде ЕО, Е ₂ О, Е ₂ О ₃ и ЕО ₂ , на први поглед се не може знати шта се крије иза њихових хемијских формула. Међутим, бројеви означавају стехиометријске омјере или омјер Е / О. Из тих бројева могу им се додијелити имена чак и ако није прецизирано са којом валенцијом "функционише" Е.

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

Дакле, називи претходних оксида према систематској номенклатури су:

- Моноксид Е (ЕО).

- моноксид оф ди Е (Е ₂ О).

- Три оксид ди Е (Е ₂ О ₃ ).

- Ди оксид Е (ЕО ₂ ).

Примењујући затим ову номенклатуру за Пб ₃ О ₄ , црвени оксид на првој слици, имамо:

Пб ₃ О ₄ : три- оловни тетра оксид .

За многе мешане оксиде, или са високим стехиометријским омјерима, веома је корисно користити систематску номенклатуру за њихово именовање.

Акцијска номенклатура

Валенциа

Иако није познато који је елемент Е, однос Е / О је довољан да бисте знали коју валенцију користите у свом оксиду. Како? По принципу електронеутралности. Ово захтева да збир набоја јона у једињењу мора бити једнак нули.

Ово се постиже претпоставком високог јонског карактера за било који оксид. Према томе, О има -2 наелектрисање јер је О ^2- , а Е мора допринети н + тако да неутралише негативне набоје оксидног аниона.

На пример, у ЕО атом Е делује са валенцијом +2. Зашто? Јер иначе не може неутрализовати наелектрисање -2 јединог О. К Е ₂ О Е има валенце +1, будући да пуњење +2 мора поделити између два атома Е.

И у Е ₂ О ₃ , прво треба израчунати негативне наелектрисање које је допринео О. С обзиром да их има три, тада је: 3 (-2) = -6. Да би неутрализовали наелектрисање од -6, Е морају да дају +6, али пошто их има два, +6 је подељен са два, остављајући Е са валеном +3.

Мемонско правило

О увек има -2 валенцију у оксидима (осим ако је пероксид или супероксид). Дакле, мнемолошко правило за одређивање валенције Е је једноставно узети у обзир број који прати О. Е, с друге стране, имаће број 2 који је уз њега, а ако не, то значи да је дошло до поједностављења.

На пример, у ЕО-у је валеност Е-а +1, јер чак и ако није написана, постоји само један О. А за ЕО ₂ , будући да нема 2 која прати Е, дошло је до поједностављења и да би се то појавило мора се помножити са 2. Дакле, формула постаје Е ₂ О ₄ и валенца Е је тада +4.

Међутим, ово правило не успева за неке оксиде, као што је Пб ₃ О ₄ . Стога је увек неопходно извршити прорачуне неутралности.

Од чега се састоји

Једном када је валенција Е надохват руке, номенклатура залиха састоји се од навођења унутар заграда и с римским бројевима. Од свих номенклатура ово је најједноставнија и најтачнија у погледу електронских својстава оксида.

Ако Е, с друге стране, има само једну валенцију (која се може наћи у периодичној табели), онда она није наведена.

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

Традиционална номенклатура

Да би се споменуло име оксида, суфикси –ицо или –осо морају бити додани њиховим латинским називима, за веће или мање валенције. У случају да их има више од два, користе се префикси –хипо, за најмање и –пер, за највећи од свих.

На пример, оловни радови имају валенције +2 и +4. У ПбО има валенцију +2, па се назива: плумбоус окид. Док се ПбО ₂ назива: оловни оксид.

И како се зове Пб ₃ О ₄ према две претходне номенклатуре? Нема имена. Зашто? Јер Пб ₃ О ₄ заправо састоји од мешавине 2; то јест, црвена чврста супстанца има двоструку концентрацију ПбО.

Из тог разлога би било погрешно покушати дати име Пб ₃ О ₄ које се не састоји од систематске номенклатуре или популарног сленга.

Врсте оксида

У зависности од тога који је део периодичне табеле Е, а самим тим и њене електронске природе, може се формирати једна врста оксида или друга. Из ових вишеструких критеријума произлази да им се додели тип, али најважнији су они који се односе на њихову киселост или базичност.

Основни оксиди

За основне оксиде карактерише то што су јонски, метални и што је још важније, стварањем базичног раствора растварањем у води. Да би се експериментално утврдило да ли је оксид базичан, мора се додати у посуду са водом и универзални индикатор растворен у њему. Његова боја пре додавања оксида мора бити зелена, пХ неутрална.

Једном 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 се успоставља равнотежа растворљивости између формираног хидроксида и воде:

ЕО (с) + Х ₂ О (л) => Е (ОХ) ₂ (с) <=> Е ²⁺ (ак) + ОХ ^- (ак)

Иако је оксид нерастворљив у води, само мали део се раствара да би се променио пХ. Неки основни оксиди су толико растворљиви да стварају каустичне хидроксиде попут НаОХ и КОХ. То јест, натријум и калијум оксида, На ₂ О и К ₂ О су врло једноставна. Обратите пажњу на валенцију +1 за оба метала.

Кисели оксиди

Кисели оксиди карактеришу неметални елемент, ковалентни су и такође стварају киселе растворе са водом. Опет се његова киселост може проверити универзалним индикатором. Ако овај пут када додате оксид у воду, његова зелена боја постаје црвенкаста, тада је то кисели оксид.

Која реакција се одвија? Следећа:

ЕО ₂ (с) + Х ₂ О (л) => Х ₂ ЕО ₃ (ак)

Пример једног киселинског оксида, која није чврста, али гас је ЦО ₂ . Када се раствара у води, формира угљеничну киселину:

ЦО ₂ (г) + Х ₂ О (л) <=> Х ₂ ЦО ₃ (ак)

Исто тако, ЦО ₂ се не састоји од О ^2- аниона и Ц ⁴⁺ катиона , већ од молекула формираног ковалентним везама: О = Ц = О. Ово је можда једна од највећих разлика између базичних оксида и киселина.

Неутрални оксиди

Ови оксиди не мењају зелену боју воде при неутралном пХ; то јест, они не формирају хидроксиде или киселине у воденом раствору. Неке од њих су: Н ₂ О, НО и ЦО. Као и ЦО, они имају ковалентне везе које могу бити илустроване Левисовим структурама или било којом теоријом везања.

Амфотерични оксиди

Други начин класификације оксида зависи од тога да ли реагују са киселином или не. Вода је веома слаба киселина (и база), тако да амфотерни оксиди не показују "своја два лица". За ове оксиде је карактеристично да реагују и са киселинама и са базама.

На пример, алуминијум оксид је амфотерни оксид. Следеће две хемијске једначине представљају његову реакцију са киселинама или базама:

Ал ₂ О ₃ (с) + 3Х ₂ СО ₄ (ак) => Ал ₂ (СО ₄ ) ₃ (ак) + 3Х ₂ О (л)

Ал ₂ О ₃ (с) + 2НаОХ (ак) + 3 Х ₂ О (л) => 2НаАл (ОХ) ₄ (ак)

Ал ₂ (СО ₄ ) ₃ је алуминијум сулфат соли и Наал (ОХ) _{4 је} комплексна со зове натријум тетрахидроко алуминат.

Водоник оксида, Х ₂ О (вода), такође амфотерни, а то доказује својим јонизације биланса:

Х ₂ О (л) <=> Х ₃ О ⁺ (ак) + ОХ ^- (ак)

Мешани оксиди

Мешани оксиди су они који се састоје од смеше једног или више оксида у истој чврстој супстанци. Пб ₃ О ₄ је њихов пример. Магнетит, Фе ₃ О ₄ , је још један пример мешовитог оксида. Фе ₃ О ₄ је мешавина ФеО и Фе ₂ О ₃ у 1: 1 пропорције (за разлику од Пб ₃ О ₄ ).

Смеше могу бити сложеније, стварајући тако богат број оксидних минерала.

Својства

Својства оксида зависе од њихове врсте. Оксиди могу бити јонски (Е ^{н +} О ² ), као и ЦаО (Ца ²⁺ О ^{2- )} или ковалентно, овако ₂ , О = С = О.

Из ове чињенице и склоности елемената да реагују са киселинама или базама, за сваки оксид се сакупља низ својстава.

Такође, горе наведено огледа се у физичким својствима као што су талиште и врелиште. Јонски оксиди имају тенденцију да формирају кристалне структуре врло отпорне на топлоту, па су њихове тачке топљења високе (изнад 1000 ° Ц), док се коваленти топе на ниским температурама, или су чак гасови или течности.

Како су формирани?

Извор: Пете преко Флицкр-а

Оксиди настају када елементи реагирају са кисеоником. Ова реакција се може догодити једноставним контактом са атмосфером богатом кисеоником, или јој је потребна топлота (као што је лакши пламен). Односно, када гори неки предмет, он реагује са кисеоником (све док је присутан у ваздуху).

Ако узмете, на пример, комад фосфора и ставите га у пламен, он ће сагорети и формирати одговарајући оксид:

4П (с) + 5О ₂ (г) => П ₄ О ₁₀ (с)

Током овог процеса, неке чврсте материје, као што је калцијум, могу да сагореју јарким, шареним пламеном.

Други пример се добија спаљивањем дрва или било које органске материје која садржи угљен:

Ц (с) + О ₂ (г) => ЦО ₂ (г)

Али ако нема довољно кисеоника, уместо ЦО ₂ настаје ЦО :

Ц (с) + 1 / 2О ₂ (г) => ЦО (г)

Имајте на уму како однос Ц / О служи за описивање различитих оксида.

Примери оксида

Извор: Аутор Иикразуул, из Викимедиа Цоммонс

Горњи имаге одговара структури ковалентна оксида И ₂ О ₅ , најстабилнија који формира јода. Имајте на уму њихове једноструке и двоструке везе, као и формалне набоје И и кисеоника на њиховим странама.

Халогенирани оксиди одликује што ковалентно и врло реактивно, као такви случајеви О ₂ Ф ₂ (ФООФ) и ₂ (ФОФ). Хлор-диоксид, на пример , ЦлО ₂ , је једини хлор-оксид који се синтетише у индустријском обиму.

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

Прелазни оксиди метала

Поред халогених оксида, постоје оксиди прелазних метала:

-ЦоО: кобалт (ИИ) оксид; кобалтни оксид; кобалт моноксид.

-ХгО: живин (ИИ) оксид; живин оксид; у живом моноксиду.

-АГ ₂ О: сребро-оксид; сребрни оксид; или обојени моноксид.

-Ау ₂ О ₃ : голд (ИИИ) оксид; ауриц оксид; или диор триоксидом.

Додатни примери

Б ₂ О ₃ : борон оксид; борни оксид; или диборон триоксид.

-Цл ₂ О ₇ : хлор оксид (ВИИ); перхлорни оксид; дихлоро хептоксид.

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

Референце

1. Схивер & Аткинс. (2008). Неорганска хемија. (четврто издање). Мц Грав Хилл.
2. Метални и неметални оксиди. Преузето са: цхем.уиуц.еду
3. Бесплатна хемија на мрежи. (2018). Оксиди и озон. Преузето са: фреецхемистрионлине.цом
4. Топпр. (2018). Једноставни оксиди. Преузето са: топпр.цом
5. Стевен С. Зумдахл. (7. маја 2018). Оксид. Енцицлопедиае Британница. Преузето са: британница.цом
6. Цхемистри ЛибреТектс. (24. априла 2018.). Оксиди. Преузето са: цхем.либретектс.орг
7. Куимицас.нет (2018). Примери оксида. Опоравак од: куимицас.нет