- Nomenklatūra
- Sistemātiska nomenklatūra
- Akciju nomenklatūra
- Valensija
- Mnemonisks noteikums
- No kā tas sastāv
- Tradicionālā nomenklatūra
- Oksīdu veidi
- Pamata oksīdi
- Skābie oksīdi
- Neitrālie oksīdi
- Amfoteriskie oksīdi
- Jaukti oksīdi
- Īpašības
- Kā viņi veidojas?
- Oksīdu piemēri
- Pārejas metālu oksīdi
- Papildu piemēri
- Atsauces
The oksīdi ir ģimenes bināro savienojumu, kurā mijiedarbība starp elementu un skābekļa. Tātad oksīdam ir ļoti vispārīga EO tipa formula, kur E ir jebkurš elements.
Atkarībā no daudziem faktoriem, piemēram, E elektroniskā rakstura, tā jonu rādiusa un valences, var veidoties dažāda veida oksīdi. Daži no tiem ir ļoti vienkārši, un citi, piemēram, Pb 3 O 4 (saukti par minium, arcazón vai sarkano svinu), ir sajaukti; tas ir, tie rodas, apvienojot vairāk nekā vienu vienkāršu oksīdu.
Sarkanais svins, kristālisks savienojums, kas satur svina oksīdu. Avots: BXXXD, izmantojot Wikimedia Commons
Bet oksīdu sarežģītība var sasniegt vēl vairāk. Ir maisījumi vai struktūras, kurās var iejaukties vairāk nekā viens metāls, un kur proporcijas arī nav stehiometriskas. Pb 3 O 4 gadījumā Pb / O attiecība ir vienāda ar 3/4, no kuras gan skaitītājs, gan saucējs ir veseli skaitļi.
Ne stehiometriskos oksīdos proporcijas ir decimāldaļas. E 0,75 O 1,78 ir hipotētiska nestehiometriska oksīda piemērs. Šī parādība rodas ar tā sauktajiem metālu oksīdiem, īpaši ar pārejas metāliem (Fe, Au, Ti, Mn, Zn utt.).
Tomēr ir oksīdi, kuru īpašības ir daudz vienkāršākas un atšķirīgākas, piemēram, jonu vai kovalentais raksturs. Tajos oksīdos, kur dominē jonu raksturs, tie sastāvēs no E + katjoniem un O 2– anjoniem ; un tīri kovalentās vienreizējās saites (E - O) vai dubultās saites (E = O).
Elektroksidativitātes atšķirība starp E un O. nosaka oksīda jonu raksturu.Ja E ir ļoti elektropozitīvs metāls, tad EO būs augsts jonu raksturs. Tā kā, ja E ir elektronegatīvs, proti, nemetālisks, tā oksīds EO būs kovalents.
Šis īpašums nosaka daudzus citus oksīdu eksponātus, piemēram, to spēju veidot bāzes vai skābes ūdens šķīdumā. No šejienes nāk tā sauktie bāzes un skābie oksīdi. Tie, kas neuzvedas kā viens no diviem, vai kuriem gluži pretēji ir abas īpašības, ir neitrāli vai amfotēriski oksīdi.
Nomenklatūra
Ir trīs veidi, kā nosaukt oksīdus (kas attiecas arī uz daudziem citiem savienojumiem). Tie ir pareizi neatkarīgi no EO oksīda jonu rakstura, tāpēc to nosaukumi neko nesaka par tā īpašībām vai struktūru.
Sistemātiska nomenklatūra
Ņemot vērā oksīdus EO, E 2 O, E 2 O 3 un EO 2 , no pirmā acu uzmetiena nevar zināt, kas slēpjas aiz to ķīmiskajām formulām. Tomēr cipari norāda stehiometriskās attiecības vai E / O attiecību. No šiem skaitļiem viņiem var dot vārdus, pat ja nav norādīts, ar kādu valenci tas "darbojas" E.
Atomu skaitu gan E, gan O apzīmē ar grieķu numerācijas prefiksiem. Tādā veidā mono- nozīmē, ka ir tikai viens atoms; di-, divi atomi; tri-, trīs atomi utt.
Iepriekšējo oksīdu nosaukumi saskaņā ar sistemātisko nomenklatūru ir šādi:
- E (EO) monoksīds .
- oksīdam of di E (E 2 O).
- Di E (E 2 O 3 ) tri oksīds .
- Di oksīds E (EO 2 ).
Pielietojot šo nomenklatūru Pb 3 O 4 , kas ir sarkanā oksīda attēls pirmajā attēlā, mums ir:
Pb 3 O 4 : tri- svina tetra oksīds .
Daudziem jauktiem oksīdiem vai ar augstu stehiometrisko attiecību ir ļoti noderīgi izmantot sistemātisko nomenklatūru.
Akciju nomenklatūra
Valensija
Lai gan nav zināms, kurš elements ir E, E / O attiecība ir pietiekama, lai zināt, kādu valenci jūs izmantojat savā oksīdā. Kā? Pēc elektroneitralitātes principa. Tas prasa, lai jonu lādiņu summai savienojumā būtu jābūt vienādai ar nulli.
Tas tiek darīts, pieņemot, ka jebkuram oksīdam ir augsta jonu īpašība. Tādējādi O ir lādiņš -2, jo tas ir O 2- , un E jāiesniedz n +, lai tas neitralizētu oksīda anjona negatīvās lādiņas.
Piemēram, EO E atoms darbojas ar valenci +2. Kāpēc? Jo citādi tas nevarētu neitralizēt vienīgā O. lādiņu -2. E 2 O, E ir valence +1, jo lādiņš +2 jāsadala starp diviem E atomiem.
Un E 2 O 3 vispirms jāaprēķina negatīvās maksas, ko rada O. Tā kā no tām ir trīs, tad: 3 (-2) = -6. Lai neitralizētu -6 lādiņu, E ir jāveic +6, bet, tā kā ir divi, +6 tiek dalīts ar diviem, atstājot E ar valentu +3.
Mnemonisks noteikums
O oksīdiem vienmēr ir -2 valence (ja vien tas nav peroksīds vai superoksīds). Tātad mnemonisks noteikums, lai noteiktu E valenci, ir vienkārši ņemt vērā numuru, kas pavada O. E, no otras puses, tam būs skaitlis 2, un, ja nē, tas nozīmē, ka notika vienkāršošana.
Piemēram, EO E valence ir +1, jo pat ja tas nav uzrakstīts, ir tikai viens O. Un, ja EO 2 , tā kā E nav 2 pavadošā, bija jāveic vienkāršojums, un, lai tas parādītos, tas jāreizina ar 2. Tādējādi formula kļūst par E 2 O 4, un E valence tad ir +4.
Tomēr šis noteikums neizdodas dažiem oksīdiem, piemēram, Pb 3 O 4 . Tāpēc vienmēr ir jāveic neitralitātes aprēķini.
No kā tas sastāv
Kad E valence ir sasniegusi, krājumu nomenklatūra sastāv no tā precizēšanas iekavās un ar romiešu cipariem. No visām nomenklatūrām tas ir vienkāršākais un precīzākais attiecībā uz oksīdu elektroniskajām īpašībām.
Ja E, no otras puses, ir tikai viena valence (ko var atrast periodiskajā tabulā), tad tā nav norādīta.
Tādējādi EO oksīdam, ja E ir valence +2 un +3, to sauc par: (E nosaukums) (II) oksīds. Bet, ja E ir tikai valence +2, tad tā oksīdu sauc par oksīdu (E nosaukums).
Tradicionālā nomenklatūra
Lai pieminētu oksīdu nosaukumus, to latīņu nosaukumiem jāpievieno piedēkļi –ico vai –oso lielākai vai mazākai valencei. Gadījumā, ja ir vairāk nekā divi, tiek izmantoti priedēkļi –hipo mazākajam un –per lielākais no visiem.
Piemēram, svins darbojas ar valences +2 un +4. PbO tā valence ir +2, tāpēc to sauc: plūmju oksīds. Kamēr PbO 2 sauc: svina oksīds.
Un ko sauc Pb 3 O 4 saskaņā ar divām iepriekšējām nomenklatūrām? Tam nav vārda. Kāpēc? Tā kā Pb 3 O 4 faktiski sastāv no maisījuma 2; tas ir, sarkanā cietajā vielā ir divkārša PbO koncentrācija.
Šī iemesla dēļ nebūtu pareizi mēģināt dot Pb 3 O 4 nosaukumu, kas nesastāv no sistemātiskas nomenklatūras vai tautas slenga.
Oksīdu veidi
Atkarībā no tā, kura periodiskās tabulas E daļa ir, un līdz ar to tās elektronisko raksturu, var veidoties viens vai otrs oksīda tips. No šiem vairākiem kritērijiem izriet, lai tiem piešķirtu tipu, bet vissvarīgākie ir tie, kas saistīti ar to skābumu vai sārmainību.
Pamata oksīdi
Pamata oksīdiem ir raksturīgi jonu, metālu un, kas vēl svarīgāk, pamata šķīduma radīšana, izšķīdinot ūdenī. Lai eksperimentāli noteiktu, vai oksīds ir bāzisks, tas jāpievieno traukā ar ūdeni un tajā izšķīdinātu universālo indikatoru. Tā krāsai pirms oksīda pievienošanas jābūt zaļai, pH neitrālai.
Kad oksīds ir pievienots ūdenim, ja tā krāsa mainās no zaļas uz zilu, tas nozīmē, ka pH ir kļuvis pamata. Tas ir tāpēc, ka tas izveido šķīdības līdzsvaru starp izveidoto hidroksīdu un ūdeni:
EO (s) + H 2 O (l) => E (OH) 2 (s) <=> E 2+ (aq) + OH - (aq)
Lai arī oksīds nešķīst ūdenī, tikai neliela daļa izšķīst, lai mainītu pH. Daži pamata oksīdi ir tik šķīstoši, ka tie rada kaustiskus hidroksīdus, piemēram, NaOH un KOH. Tas ir, nātrija un kālija oksīdi, Na 2 O un K 2 O, ir ļoti pamata. Ņemiet vērā +1 valenci abiem metāliem.
Skābie oksīdi
Skābiem oksīdiem ir raksturīgs nemetālisks elements, tie ir kovalenti un ar ūdeni rada arī skābus šķīdumus. Atkal tā skābumu var pārbaudīt ar universālo indikatoru. Ja šoreiz, pievienojot ūdenim oksīdu, tā zaļā krāsa kļūst sarkanīga, tad tas ir skābes oksīds.
Kāda reakcija notiek? Nākamais:
EO 2 (s) + H 2 O (l) => H 2 EO 3 (aq)
Skābes oksīda, kas nav cieta viela, bet gan gāze, piemērs ir CO 2 . Kad tas izšķīst ūdenī, tas veido ogļskābi:
CO 2 (g) + H 2 O (l) <=> H 2 CO 3 (aq)
Tāpat CO 2 nesastāv no O 2 anjoniem un C 4+ katjoniem , bet drīzāk molekulu, ko veido kovalentās saites: O = C = O. Iespējams, ka tā ir viena no lielākajām atšķirībām starp pamata oksīdiem un skābēm.
Neitrālie oksīdi
Šie oksīdi nemaina ūdens zaļo krāsu pie neitrāla pH; tas ir, tie neveido hidroksīdus vai skābes ūdens šķīdumā. Daži no tiem ir: N 2 O, NO un CO. Tāpat kā CO, viņiem ir kovalentās saites, kuras var parādīt ar Lūisa struktūrām vai jebkuru saistīšanas teoriju.
Amfoteriskie oksīdi
Vēl viens oksīdu klasificēšanas veids ir atkarīgs no tā, vai tie reaģē ar skābi. Ūdens ir ļoti vāja skābe (un arī bāze), tāpēc amfotēriskie oksīdi neuzrāda "abas viņu sejas". Šiem oksīdiem raksturīga reakcija gan ar skābēm, gan ar bāzēm.
Piemēram, alumīnija oksīds ir amfotēriskais oksīds. Sekojošie divi ķīmiskie vienādojumi atspoguļo tā reakciju ar skābēm vai bāzēm:
Al 2 O 3 (s) + 3H 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 ir alumīnija sulfāta sāls, un NaAl (OH) 4 ir komplekss sāls, ko sauc par nātrija tetrahidroksoaluminātu.
Ūdeņraža oksīds, H 2 O (ūdens), arī ir amfotērisks, un par to liecina tā jonizācijas līdzsvars:
H 2 O (l) <=> H 3 O + (aq) + OH - (aq)
Jaukti oksīdi
Jaukti oksīdi ir tie, kas sastāv no viena vai vairāku oksīdu maisījuma tajā pašā cietajā vielā. Pb 3 O 4 ir to piemērs. Magnetīts, Fe 3 O 4 , ir arī vēl viens jaukta oksīda piemērs. Fe 3 O 4 ir FeO un Fe 2 O 3 maisījums proporcijās 1: 1 (atšķirībā no Pb 3 O 4 ).
Maisījumi var būt sarežģītāki, tādējādi radot daudzveidīgu oksīdu minerālu klāstu.
Īpašības
Oksīdu īpašības ir atkarīgas no to veida. Oksīdi var būt jonu (E n + O 2 ), piemēram, CaO (Ca 2+ O 2– ), vai kovalenti, piemēram, SO 2 , O = S = O.
Ņemot vērā šo faktu un tendenci, ka elementiem ir jāreaģē ar skābēm vai bāzēm, katram oksīdam tiek savāktas vairākas īpašības.
Iepriekšminēto atspoguļo arī fizikālās īpašības, piemēram, kušanas un viršanas temperatūra. Jonu oksīdiem ir tendence veidot kristāliskas struktūras, kas ir ļoti izturīgas pret karstumu, tāpēc to kušanas temperatūra ir augsta (virs 1000ºC), savukārt kovalenti kūst zemā temperatūrā vai ir pat gāzes vai šķidrumi.
Kā viņi veidojas?
Avots: Pete caur Flickr
Oksīdi veidojas, kad elementi reaģē ar skābekli. Šī reakcija var notikt, vienkārši saskaroties ar atmosfēriem, kas bagāti ar skābekli, vai arī tai ir nepieciešams karstums (piemēram, gaišāka liesma). Tas ir, sadedzinot priekšmetu, tas reaģē ar skābekli (kamēr tas atrodas gaisā).
Ja jūs, piemēram, paņemat fosfora gabalu un ievietojat to liesmā, tas sadedzinās un veidos atbilstošo oksīdu:
4P (s) + 5O 2 (g) => P 4 O 10 (s)
Šī procesa laikā dažas cietās vielas, piemēram, kalcijs, var sadedzināt ar spilgtu, krāsainu liesmu.
Vēl viens piemērs ir iegūts, sadedzinot koksni vai jebkuru citu organisku vielu ar oglekli:
C (s) + O 2 (g) => CO 2 (g)
Bet, ja ir nepietiekama skābekļa, CO veidojas nevis CO 2 :
C (s) + 1 / 2O 2 (g) => CO (g)
Ņemiet vērā, kā C / O attiecība kalpo dažādu oksīdu aprakstīšanai.
Oksīdu piemēri
Avots: Autors Yikrazuul, no Wikimedia Commons
Augšējais attēls atbilst kovalentā oksīda I 2 O 5 struktūrai , visstabilākajam, kas veido jodu. Ņemiet vērā viņu vienreizējās un dubultās saites, kā arī formālās I un skābekļa lādiņas to pusēs.
Halogēna oksīdiem ir kovalents un ļoti reaģējošs raksturs, tāpat kā O 2 F 2 (FOOF) un OF 2 (FOF) gadījumiem. Piemēram, hlora dioksīds, ClO 2 , ir vienīgais hlora oksīds, kas tiek sintezēts rūpnieciskā mērogā.
Tā kā halogēni veido kovalentus oksīdus, to "hipotētisko" valenci aprēķina tādā pašā veidā, izmantojot elektroneitralitātes principu.
Pārejas metālu oksīdi
Papildus halogēna oksīdiem ir arī pārejas metālu oksīdi:
-CoO: kobalta (II) oksīds; kobalta oksīds; u kobalta monoksīds.
-HgO: dzīvsudraba (II) oksīds; dzīvsudraba oksīds; u dzīvsudraba monoksīds.
-Ag 2 O: sudraba oksīds; sudraba oksīds; vai diplāta monoksīds.
-Au 2 O 3 : zelta (III) oksīds; aura oksīds; vai diortrioksīds.
Papildu piemēri
-B 2 O 3 : bora oksīds; borskābes oksīds; vai diborona trioksīds.
-Cl 2 O 7 : hlora oksīds (VII); perhlora oksīds; dihlorheptoksīds.
-NO: slāpekļa (II) oksīds; Slāpekļa oksīds; slāpekļa monoksīds.
Atsauces
- Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
- Metāla un nemetāla oksīdi. Iegūts no: chem.uiuc.edu
- Bezmaksas ķīmija tiešsaistē. (2018). Oksīdi un ozons. Iegūts no: freechemistryonline.com
- Toppr. (2018). Vienkāršie oksīdi. Paņemts no: toppr.com
- Stīvens S. Zumdahls. (2018. gada 7. maijs). Oksīds. Encyclopediae Britannica. Paņemts no: britannica.com
- Ķīmija LibreTexts. (2018. gada 24. aprīlis). Oksīdi. Paņemts no: chem.libretexts.org
- Quimicas.net (2018). Oksīdu piemēri. Atgūts no: quimicas.net