EN oksysyre u oksosyre er en ternær syre sammensatt av hydrogen, oksygen og et ikke-metallisk element som utgjør det såkalte sentrale atomet. Avhengig av antall oksygenatomer, og følgelig oksidasjonstilstandene til det ikke-metalliske elementet, kan forskjellige oksysyrer dannes.
Disse stoffene er rent uorganiske; Imidlertid kan karbon danne en av de mest kjente oksyrene: karbonsyre, HtoCO3. Som den kjemiske formelen alene viser, har den tre atomer av O, ett av C og to av H.
De to H-atomene til HtoCO3 blir frigitt til mediet som H+, som forklarer dens sure egenskaper. Oppvarming av en vandig løsning av karbonsyre gir avgass.
Denne gassen er karbondioksid, COto, et uorganisk molekyl som stammer fra forbrenning av hydrokarboner og cellulær respirasjon. Hvis CO blir returnertto til vannbeholderen, HtoCO3 det ville bli dannet igjen; derfor dannes oksosyre når et bestemt stoff reagerer med vann.
Denne reaksjonen observeres ikke bare for COto, men for andre uorganiske kovalente molekyler som kalles syreoksider.
Oksasyrer har et stort antall bruksområder, som det er vanskelig å beskrive generelt. Anvendelsen avhenger i stor grad av det sentrale atomet og antall oksygener.
De kan brukes fra forbindelser for syntese av materialer, gjødsel og eksplosiver, til analytiske formål eller produksjon av brus; som med karbonsyre og fosforsyre, H3PO4, utgjør en del av sammensetningen av disse drikkene.
Artikkelindeks
En generisk H.E.O-formel for oksysyrer er vist på bildet ovenfor. Som man kan se, har den hydrogen (H), oksygen (O) og et sentralt atom (E); som for karbonsyre er karbon, C.
Hydrogenet i oksyrer er vanligvis festet til et oksygenatom og ikke til det sentrale atomet. Fosforsyre, H3PO3, representerer et spesielt tilfelle der ett av hydrogenene er bundet til fosforatomet; derfor er dens strukturformel best representert som (OH)toOPH.
Mens for salpetersyre, HNOto, har en H-O-N = O ryggrad, så den har en hydroksylgruppe (OH) som dissosierer for å frigjøre hydrogen.
Så en av hovedegenskapene til en oksyre er ikke bare at den har oksygen, men også at den har en OH-gruppe.
På den annen side har noen oksasyrer det som kalles en oksogruppe, E = O. Når det gjelder fosforsyre, har den en oksogruppe, P = O. De mangler H-atomer, så de er "ikke ansvarlige" for surhet.
Det sentrale atomet (E) kan eller ikke være et elektronegativt element, avhengig av dets beliggenhet i p-blokken i det periodiske systemet. På den annen side tiltrekker oksygen, et element litt mer elektronegativt enn nitrogen, elektroner fra OH-bindingen; slik at frigjøring av H-ionet tillates+.
E er derfor knyttet til OH-grupper. Når et H-ion frigjøres+ syreionisering forekommer; det vil si at den får en elektrisk ladning, som i sitt tilfelle er negativ. En okssyre kan frigjøre så mange H-ioner+ som OH-grupper har den i sin struktur; og jo mer det er, jo større er den negative ladningen.
Svovelsyre, polyprotisk, har molekylformelen HtoSW4. Denne formelen kan også skrives som følger: (OH)toSWto, for å understreke at svovelsyre har to hydroksylgrupper knyttet til svovel, dets sentrale atom.
Reaksjonene av ioniseringen er:
HtoSW4 => H+ + HSO4-
Deretter frigjøres den andre H+ av den gjenværende OH-gruppen, saktere til en likevekt kan etableres:
HSO4- <=> H+ + SW4to-
Den andre dissosiasjonen er vanskeligere enn den første, siden en positiv ladning (H+) av en dobbelt negativ ladning (SO4to-).
Styrken til nesten alle oksasyrer som har samme sentrale atom (ikke metall) øker med økningen i oksidasjonstilstanden til det sentrale elementet; som igjen er direkte relatert til økningen i antall oksygenatomer.
For eksempel vises tre serier med oksasyrer hvis surhetskrefter er ordnet fra minst til størst:
HtoSW3 < HtoSW4
HNOto < HNO3
HClO < HClOto < HClO3 < HClO4
I de fleste okssyrer som har forskjellige elementer med samme oksidasjonstilstand, men som tilhører samme gruppe på det periodiske systemet, øker surhetsstyrken direkte med elektronegativiteten til det sentrale atomet:
HtoSeO3 < HtoSW3
H3PO4 < HNO3
HBrO4 < HClO4
Som nevnt i begynnelsen, genereres oksyrer når visse stoffer, kalt syreoksider, reagerer med vann. Dette vil bli forklart ved å bruke det samme eksemplet for karbonsyre.
COto + HtoELLER <=> HtoCO3
Syreoksid + vann => okssyre
Det som skjer er at H-molekylettoEller er kovalent bundet til COto. Hvis vannet fjernes ved varme, skifter likevekten til regenerering av COto; det vil si at en varm brus vil miste sin sprudlende følelse raskere enn en kald en.
På den annen side dannes sure oksider når et ikke-metallisk element reagerer med vann; skjønt, mer presist, når det reagerende elementet danner et kovalent oksid, hvis oppløsning i vann genererer H-ioner+.
Det er allerede sagt at H-ioner+ er produktet av ioniseringen av den resulterende oksyren.
Kloroksid, CltoELLER5, reagerer med vann for å gi klorsyre:
CltoELLER5 + HtoO => HClO3
Svoveloksid, SO3, reagerer med vann og danner svovelsyre:
SW3 + HtoO => HtoSW4
Og periodisk rust, jegtoELLER7, reagerer med vann og danner periodisk syre:
JegtoELLER7 + HtoO => HIO4
I tillegg til disse klassiske mekanismene for dannelse av oksyrer, er det andre reaksjoner med samme formål.
For eksempel fosfor triklorid, PCl3, reagerer med vann for å produsere fosforsyre, en okssyre og saltsyre, en saltsyre.
PCl3 + 3HtoO => H3PO3 + HCl
Og fosforpentaklorid, PCl5, reagerer med vann for å gi fosforsyre og saltsyre.
PCl5 + 4 timertoO => H3PO4 + HCl
Noen overgangsmetaller danner sure oksider, det vil si at de oppløses i vann for å gi oksyrer.
Mangan (VII) oksid (permangansk vannfri) MntoELLER7 og krom (VI) oksid er de vanligste eksemplene.
MntoELLER7 + HtoO => HMnO4 (permangansyre)
CrO3 + HtoO => HtoCrO4 (kromsyre)
For å navngi et oksysyre riktig, må man begynne med å bestemme valens- eller oksidasjonsnummeret til det sentrale atomet E. Fra den generiske formelen HEO blir følgende vurdert:
-O har valens -2
-Valens av H er +1
Med dette i bakhodet er oxacid HEO nøytral, så summen av ladningene til valensene må være lik null. Dermed har vi følgende algebraiske sum:
-2 + 1 + E = 0
E = 1
Derfor er valensen til E +1.
Da må man ty til de mulige valensene som E. kan ha. Hvis verdiene +1, +3 og +4 er blant dens valenser, "fungerer" E da med sin laveste valens.
For å gi navnet HEO, begynner du med å kalle det syre, etterfulgt av navnet på E med suffikser -ico, hvis det fungerer med høyeste valens, eller -oso, hvis det fungerer med laveste valens. Når det er tre eller flere, brukes prefiksene hypo- og per- til å referere til de minste og største valensene.
Dermed vil HEO bli kalt:
Syre hikke(E navn)Bjørn
Siden +1 er den minste av sine tre valenser. Og hvis det var HEOto, da ville E ha valens +3 og ville bli kalt:
Syre (E-navn)Bjørn
Og det samme for HEO3, med E som arbeider med valensen +5:
Syre (E-navn)ico
En serie oksasyrer med deres respektive nomenklaturer er nevnt nedenfor..
Halogener griper inn ved å danne okssyrer med valensene +1, +3, +5 og +7. Klor, brom og jod kan danne 4 typer oksasyrer som tilsvarer disse valensene. Men den eneste okssyren som har blitt fremstilt fra fluor er hypofluorsyre (HOF), som er ustabil..
Når en okssyre i gruppen bruker valensen +1, blir den navngitt som følger: hypoklorsyre (HClO); hypobromøs syre (HBrO); hypojodsyre (HIO); hypofluorsyre (HOF).
Med valensen +3 brukes ikke noe prefiks, og bare suffikset bjørn brukes. Klorsyrer (HClOto), bromøs (HBrOto) og jod (HIOto).
Med valensen +5 brukes ikke noe prefiks, og bare suffikset ico brukes. Klorsyrer (HClO3), bromisk (HBrO3) og jod (HIO3).
Mens de arbeider med valensen +7, brukes prefikset per og suffikset ico. Perklorsyrer (HClO4), perbromisk (HBrO4) og periodisk (HIO4).
De ikke-metalliske elementene i denne gruppen har de vanligste valensene -2, +2, +4 og +6, og danner tre oksasyrer i de mest kjente reaksjonene.
Med valensen +2 brukes prefikset hikke og suffiks bjørn. Hyposulfurøse syrer (HtoSWto), hyposelenious (HtoSeOto) og hypoteløs (HtoTeOto).
Med valensen +4 brukes ikke noe prefiks, og suffikset bjørn brukes. Svovelholdige syrer (HtoSW3), selenious (HtoSeO3) og tellur (HtoTeO3).
Og når de jobber med valensen + 6, brukes ikke noe prefiks, og suffikset ico brukes. Svovelsyrer (HtoSW4), selenisk (HtoSeO4) og telluric (HtoTeO4).
Bor har valens +3. De har metabolske syrer (HBOto), pyroboric (H4BtoELLER5) og ortoborisk (H3BO3). Forskjellen er i antall vann som reagerer med boreoksid.
Karbon har valenser +2 og +4. Eksempler: med valens +2, karbonholdig syre (HtoCOto), og med valens +4, karbonsyre (HtoCO3).
Krom har valenser +2, +4 og +6. Eksempler: med valens 2, hypokrominsyre (HtoCrOto); med valens 4, kromsyre (HtoCrO3); og med valens 6, kromsyre (HtoCrO4).
Silisium har valenser -4, +2 og +4. Den har metasilinsyre (HtoJa3) og pyro-kiselsyre (H4Ja4). Merk at i begge har Si valens +4, men forskjellen ligger i antall vannmolekyler som reagerte med syreoksydet.
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.