De oksider De er en familie av binære forbindelser der det er interaksjoner mellom elementet og oksygen. Så et oksid har en veldig generell formel av typen EO, hvor E er et hvilket som helst element.
Avhengig av mange faktorer, for eksempel den elektroniske naturen til E, dens ioniske radius og dens valenser, kan forskjellige typer oksider dannes. Noen er veldig enkle, og andre, som Pb3ELLER4, (kalt minium, arcazón eller rød bly) blandes; det vil si at de skyldes kombinasjonen av mer enn ett enkelt oksid.
Men kompleksiteten til oksider kan gå lenger. Det er blandinger eller strukturer der mer enn ett metall kan gripe inn, og hvor også proporsjonene ikke er støkiometriske. I tilfelle Pb3ELLER4, Pb / O-forholdet er lik 3/4, hvorav både teller og nevner er hele tall.
I ikke-støkiometriske oksider er proporsjonene desimaltall. E0,75ELLER1,78, er et eksempel på et hypotetisk ikke-støkiometrisk oksid. Dette fenomenet forekommer med de såkalte metalloksidene, spesielt med overgangsmetaller (Fe, Au, Ti, Mn, Zn, etc.).
Imidlertid er det oksider hvis egenskaper er mye enklere og differensierbare, slik som ionisk eller kovalent karakter. I de oksyder der den ioniske karakteren dominerer, vil de være sammensatt av kationer E+ og anioner Oto-; og de rent kovalente, enkeltbindinger (E-O) eller dobbeltbindinger (E = O).
Det som dikterer den ioniske karakteren til et oksid, er elektronegativitetsforskjellen mellom E og O. Når E er et svært elektropositivt metall, vil EO ha høy ionisk karakter. Mens E er elektronegativ, nemlig et ikke-metall, vil dets oksid EO være kovalent.
Denne egenskapen definerer mange andre utstilt av oksider, for eksempel deres evne til å danne baser eller syrer i vandig løsning. Herfra kommer de såkalte basiske og sure oksyder. De som ikke oppfører seg som noen av de to, eller som tvert imot viser begge kjennetegn, er nøytrale eller amfotere oksider.
Artikkelindeks
Det er tre måter å navngi oksider (som også gjelder mange andre forbindelser). Disse er korrekte uansett den ioniske karakteren til EO-oksidet, så navnene deres sier ingenting om dens egenskaper eller strukturer.
Gitt oksidene EO, EtoO, EtoELLER3 og EOto, ved første øyekast er det ikke mulig å vite hva som ligger bak kjemiske formler. Tallene indikerer imidlertid de støkiometriske forholdene eller E / O-forholdet. Fra disse tallene kan de få navn selv om det ikke er spesifisert med hvilken valens det "fungerer" E.
Antallet atomer for både E og O er betegnet med de greske nummereringsprefikset. På denne måten betyr mono at det bare er ett atom; di-, to atomer; tri-, tre atomer, og så videre.
Så navnene på de forrige oksidene i henhold til den systematiske nomenklaturen er:
-ApeE-oksid (EO).
-Apeoksid av gaE (EtoELLER).
-Trioksid av gaE (EtoELLER3).
-GaE-oksid (EOto).
Bruker da denne nomenklaturen for Pb3ELLER4, det røde oksidet av det første bildet, har du:
Pb3ELLER4: tetraoksid av trilede.
For mange blandede oksider, eller med høye støkiometriske forhold, er det veldig nyttig å bruke den systematiske nomenklaturen for å gi dem navn.
Selv om det ikke er kjent hva element E er, er det nok med E / O-forholdet å vite hvilken valens du bruker i oksidet. Hvordan? Etter prinsippet om elektronisk neutralitet. Dette krever at summen av ladningene til ionene i en forbindelse må være lik null.
Dette gjøres ved å anta en høy ionisk karakter for ethvert oksid. Dermed har O ladning -2 fordi det er Oto-, og E må bidra med n + slik at den nøytraliserer de negative ladningene til oksidanionen.
For eksempel, i EO fungerer E-atomet med valens +2. Hvorfor? For ellers kunne den ikke nøytralisere ladningen -2 til den eneste O. For EtoEller E har valens +1, siden +2-ladningen må deles mellom de to E-atomene..
Og i EtoELLER3, De negative ladningene som O bidrar med, må beregnes først. Siden det er tre av dem, da: 3 (-2) = -6. For å nøytralisere ladningen -6, må E-ene bidra med +6, men siden det er to av dem, deles +6 med to, og etterlater E med en valens på +3.
O har alltid -2 valens i oksider (med mindre det er peroksid eller superoksyd). Så en mnemonisk regel for å bestemme valens av E består ganske enkelt i å ta hensyn til tallet som følger O. E, derimot, vil ha tallet 2 som følger med, og hvis ikke, betyr det at det var en forenkling.
For eksempel, i EO er valensen av E +1, for selv om det ikke er skrevet, er det bare en O. Og for EOto, Siden det ikke er 2 som følger med E, var det en forenkling, og for at den skulle vises, må den multipliseres med 2. Dermed forblir formelen som EtoELLER4 og valens av E er da +4.
Imidlertid mislykkes denne regelen for noen oksider, for eksempel Pb3ELLER4. Derfor er det alltid nødvendig å utføre nøytralitetsberegninger.
Når valensen til E er nær, består bestandsnomenklaturen av å spesifisere den innenfor parentes og med romertall. Av alle nomenklaturene er dette den enkleste og mest nøyaktige med hensyn til de elektroniske egenskapene til oksider..
Hvis E derimot bare har en valens (som finnes i det periodiske systemet), er den ikke spesifisert..
Således, for oksid EO hvis E har valens +2 og +3, kalles det: (navn på E) (II) oksid. Men hvis E bare har valens +2, kalles dens oksid: oksid av (navn på E).
For å nevne navnet på oksidene, må suffiksen -ico eller -oso legges til de latinske navnene for større eller mindre valenser. I tilfelle det er mer enn to, brukes prefiksene -hypo, for den minste, og -per, for den største av alle..
For eksempel fungerer bly med valenser +2 og +4. I PbO har den en valens på +2, så den kalles: loddig oksid. Mens PbOto det heter: blyoksid.
Og Pb3ELLER4, hva heter det i henhold til de to foregående nomenklaturene? Det har ikke noe navn. Hvorfor? Fordi Pb3ELLER4 består faktisk av en blanding 2 [PbO] [PbOto]; det vil si at det røde faste stoffet har en dobbel konsentrasjon av PbO.
Av denne grunn ville det være galt å prøve å gi navnet Pb3ELLER4 som ikke består av systematisk nomenklatur eller populær slang.
Avhengig av hvilken del av det periodiske tabellen E som er lokalisert, og derfor dens elektroniske natur, kan en eller annen type oksid dannes. Fra dette oppstår flere kriterier for å tildele dem en type, men de viktigste er de som er relatert til surheten eller basiteten..
Basiske oksider er preget av å være ioniske, metalliske, og enda viktigere, generere en basisk løsning ved å oppløse i vann. For å eksperimentelt bestemme om et oksid er basisk, må det tilsettes i en beholder med vann og universalindikator oppløst i den. Fargen før oksydet tilsettes må være grønn, pH-nøytral.
Når oksidet er tilsatt vannet, hvis fargen endres fra grønt til blått, betyr det at pH har blitt grunnleggende. Dette er fordi det etablerer en løselighetsbalanse mellom dannet hydroksyd og vannet:
EO (s) + HtoO (l) => E (OH)to(s) <=> OGto+(ac) + OH-(ac)
Selv om oksidet er uoppløselig i vann, oppløses bare en liten del for å endre pH. Noen basiske oksider er så oppløselige at de genererer kaustiske hydroksider som NaOH og KOH. Det vil si oksidene av natrium og kalium, NatoO og KtoEller de er veldig grunnleggende. Legg merke til valensen på +1 for begge metaller.
Syreoksider er preget av å ha et ikke-metallisk element, de er kovalente, og i tillegg genererer de sure løsninger med vann. Igjen, surheten kan sjekkes med universalindikatoren. Hvis denne gangen når oksydet tilsettes vannet, blir den grønne fargen rødlig, så er det et syreoksid.
Hvilken reaksjon finner sted? Den neste:
EOto(s) + HtoO (l) => HtoEO3(ac)
Et eksempel på et syreoksyd, som ikke er et fast stoff, men en gass, er COto. Når det oppløses i vann, danner det karbonsyre:
COto(g) + HtoO (l) <=> HtoCO3(ac)
Også COto består ikke av anioner Oto- og C-kationer4+, men i et molekyl dannet av kovalente bindinger: O = C = O. Dette er kanskje en av de største forskjellene mellom basiske oksider og syrer.
Disse oksidene endrer ikke den grønne fargen på vann ved nøytral pH; det vil si at de ikke danner hydroksider eller syrer i vandig løsning. Noen av dem er: NtoELLER, NEI og CO. I likhet med CO har de kovalente bindinger som kan illustreres med Lewis-strukturer eller hvilken som helst bindingsteori.
En annen måte å klassifisere oksider på, avhenger av om de reagerer med en syre eller ikke. Vann er en veldig svak syre (og en base også), så amfotere oksider viser ikke "deres to ansikter." Disse oksidene kjennetegnes ved å reagere med både syrer og baser.
Aluminiumoksid er for eksempel et amfotert oksid. Følgende to kjemiske ligninger representerer reaksjonen med syrer eller baser:
TiltoELLER3(s) + 3HtoSW4(ac) => Alto(SW4)3(aq) + 3HtoO (l)
TiltoELLER3(s) + 2NaOH (aq) + 3HtoO (l) => 2NaAl (OH)4(ac)
Alto(SW4)3 er aluminiumsulfatsaltet, og NaAl (OH)4 et komplekst salt kalt natriumtetrahydroksyaluminat.
Hydrogenoksid, HtoO (vann), er også amfoterisk, og dette fremgår av dens ioniseringsbalanse:
HtoO (l) <=> H3ELLER+(ac) + OH-(ac)
Blandede oksider er de som består av blandingen av ett eller flere oksider i samme faste stoff. Pb3ELLER4 er et eksempel på dem. Magnetitt, Fe3ELLER4, det er også et annet eksempel på et blandet oksid. Tro3ELLER4 er en blanding av FeO og FetoELLER3 i proporsjoner 1: 1 (i motsetning til Pb3ELLER4).
Blandinger kan være mer komplekse, og dermed skape et rikt utvalg av oksydmineraler.
Egenskapene til oksider avhenger av typen. Oksider kan være ioniske (E.n+ELLERto-), slik som CaO (Cato+ELLERto-), eller kovalent, slik som SOto, O = S = O.
Fra dette faktum, og fra elementenes tendens til å reagere med syrer eller baser, samles et antall egenskaper for hvert oksid..
Ovenstående reflekteres også i de fysiske egenskapene som smelte- og kokepunkter. Joniske oksider har en tendens til å danne krystallinske strukturer som er veldig motstandsdyktige mot varme, så smeltepunktene deres er høye (over 1000 ° C), mens kovalenter smelter ved lave temperaturer, eller de er til og med gasser eller væsker..
Oksider dannes når grunnstoffer reagerer med oksygen. Denne reaksjonen kan oppstå ved enkel kontakt med oksygenrike atmosfærer, eller krever varme (for eksempel en lettere flamme). Det vil si at når du brenner et objekt reagerer det med oksygen (så lenge det er til stede i luften).
Hvis du for eksempel tar et stykke fosfor, og plasserer det i flammen, vil det brenne og danne det tilsvarende oksidet:
4P (s) + 5Oto(g) => P4ELLER10(s)
Under denne prosessen kan noen faste stoffer, for eksempel kalsium, brenne med en lys, fargerik flamme..
Et annet eksempel er oppnådd ved å brenne ved eller et organisk stoff som har karbon:
C (s) + Oto(g) => COto(g)
Men hvis det ikke er tilstrekkelig oksygen, dannes CO i stedet for COto:
C (s) + 1 / 2Oto(g) => CO (g)
Legg merke til hvordan C / O-forholdet beskriver forskjellige oksider.
Det øvre bildet tilsvarer strukturen til kovalent oksid ItoELLER5, den mest stabile jodformen. Legg merke til deres enkelt- og dobbeltbindinger, samt de formelle ladningene av jeg og oksygener på deres sider..
Oksidene av halogener er karakterisert ved å være kovalente og svært reaktive, som sådan er tilfellene av OtoFto (F-O-O-F) og OFto (F-O-F). Klordioksid, ClOto, for eksempel er det det eneste kloroksydet som syntetiseres i industriell skala.
Siden halogener danner kovalente oksider, blir deres "hypotetiske" valenser beregnet på samme måte gjennom prinsippet om elektronutralitet..
I tillegg til halogenoksydene er det overgangsmetalloksydene:
-CoO: kobolt (II) oksyd; koboltoksid; u koboltmonoksid.
-HgO: kvikksølv (II) oksid; kvikksølvoksid; u kvikksølvmonoksid.
-AgtoO: sølvoksid; sølvoksid; eller diplomatmonoksid.
-AutoELLER3: gull (III) oksid; aurisk oksid; eller diotrioksid.
-BtoELLER3: boroksid; boroksid; eller diborontrioksid.
-CltoELLER7: kloroksid (VII); perkloroksid; diklorheptoksid.
-NO: nitrogenoksid (II); Nitrogenoksid; nitrogenmonoksid.
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.