Oksiidide nomenklatuur, liigid, omadused ja näited

The oksiidid need on binaarühendite perekond, kus elementi ja hapnikku on omavahel seotud. Seega on oksiidil EO tüübi väga üldine valem, kus E on mis tahes element.

Sõltuvalt paljudest teguritest, nagu E elektrooniline olemus, selle ioonne raadius ja selle valentsid, võib moodustada mitmesuguseid oksiide. Mõned on väga lihtsad ja teised nagu Pb₃O₄, (nn minium, arcazón või punane plii) on segatud; see tähendab, et need tulenevad rohkem kui ühe lihtsa oksiidi kombinatsioonist.

Kuid oksiidide keerukus võib minna kaugemale. On segusid või struktuure, milles võib sekkuda rohkem kui üks metall ja kus proportsioonid ei ole stöhhiomeetrilised. Pb puhul₃O₄, suhe Pb / O on 3/4, millest nii lugeja kui nimetaja on täisarvud.

Mittestöhhiomeetrilistes oksiidides on proportsioonid kümnendarvud. E_0,75O_1.78, on hüpoteetilise mittestöhhiomeetrilise oksiidi näide. See nähtus esineb nn metalloksiididega, eriti siirdemetallidega (Fe, Au, Ti, Mn, Zn jne)..

Siiski on olemas oksiide, mille omadused on palju lihtsamad ja diferentseeruvad, nagu ka ioonne või kovalentne iseloom. Nendes oksiidides, kus iooniline iseloom on ülekaalus, koosnevad need katioonidest E⁺ ja anioonid O^2-; ja need puhtalt kovalentsed, lihtsad (E-O) või kahekordsed (E = O) lingid.

See, mis määrab oksiidi ioonse iseloomu, on E ja O vahelise elektronegatiivsuse erinevus. Kui E on väga elektropositiivne metall, siis EO-l on kõrge iooniline iseloom. Kui E on elektronegatiivne, nimelt mittemetall, on selle EO oksiid kovalentne.

See omadus määratleb paljud teised oksüdid, nagu ka nende võime moodustada aluseid või happeid vesilahuses. Siit tekivad nn aluselised ja happelised oksiidid. Need, kes ei käitu nagu kumbki või kellel on mõlemad omadused, on neutraalsed või amfoteersed oksiidid.

Indeks

• 1 nomenklatuur
  • 1.1 Süsteemne nomenklatuur
  • 1.2 Varude nomenklatuur
  • 1.3 Traditsiooniline nomenklatuur
• 2 Oksüdide tüübid
  • 2.1 Aluselised oksiidid
  • 2.2 Happe oksiidid
  • 2.3 Neutraalsed oksiidid
  • 2.4 Amfoteersed oksiidid
  • 2.5 Segatud oksiidid
• 3 Atribuudid
• 4 Kuidas nad moodustuvad?
• 5 oksiidide näited
  • 5.1. Ülemineku metalloksiidid
  • 5.2 Täiendavad näited
• 6 Viited

Nomenklatuur

Oksiide võib mainida kolmel viisil (mis kehtib ka paljude teiste ühendite kohta). Need on õiged, sõltumata EO oksiidi ioonilisest iseloomust, nii et nende nimed ei ütle midagi nende omaduste või struktuuride kohta.

Süstemaatiline nomenklatuur

Arvestades oksiide EO, E₂O, E₂O₃ ja EO₂, Esmapilgul ei saa te teada, mis on teie keemiliste valemite taga. Arvud näitavad siiski stöhhiomeetrilisi proportsioone või E / O suhet. Nendest numbritest saab neid nimesid isegi siis, kui seda ei ole täpsustatud, mida valents "töötab" E.

Nii E- kui ka O-aatomite arvu tähistavad Kreeka numbri eesliited. Sel moel tähendab see, et on ainult üks aatom; di-, kaks aatomit; kolm, kolm aatomit jne.

Seega on eelmiste oksiidide nimed vastavalt süstemaatilisele nomenklatuurile:

-MonóE (EO) oksiid.

-Monóxido diE (E₂O).

-Trioksiid diE (E₂O₃).

-DiE-oksiid (EO)₂).

Seejärel rakendatakse Pb jaoks seda nomenklatuuri₃O₄, esimese pildi punane oksiid, meil on:

Pb₃O₄: tetraoksiid triplii.

Paljude segatud oksiidide puhul või suure stöhhiomeetrilise suhtarvuga on nende nimetamiseks vajalik kasutada süstemaatilist nomenklatuuri..

Varude nomenklatuur

Valencia

Kuigi ei ole teada, milline element on E, piisab E / O suhtarvust, et teada saada, millist valenti see oksüdis kasutab. Kuidas? Elektroneutraalsuse põhimõtte kaudu. See eeldab, et ühendites sisalduvate ioonide laengute summa peab olema võrdne nulliga.

See toimub eeldades, et mis tahes oksiidile on kõrge iooniline iseloom. Seega on O-l laeng -2, sest see on O^2-, ja E peab tagama n +, nii et see neutraliseerib oksiidaniooni negatiivsed laengud.

Näiteks EO-s töötab aatom E valentsiga +2. Miks? Vastasel juhul ei saa see ainsa O. koormust -2 neutraliseerida₂Või on E valents +1, kuna laeng +2 tuleb jagada kahe E aatomi vahel.

Ja E₂O₃, Kõigepealt tuleb välja arvutada O-i negatiivsed tasud, kuna neist on kolm, siis: 3 (-2) = -6. Koormuse neutraliseerimiseks -6 on vaja, et E annaks +6, kuid kuna neist kaks on, jagatakse +6 kahega, jättes E väärtuseks +3 valentsiga.

Mnemonismireegel

O-oksiidides on alati valents -2 (kui see ei ole peroksiid või superoksiid). Nii et mnemoniline reegel E valentsuse määramiseks on lihtsalt võtta arvesse O. E-ga kaasnevat arvu, teisest küljest on teda kaasas number 2 ja kui ei, siis tähendab see lihtsustamist.

Näiteks EO-s on E valentsus +1, sest isegi kui seda pole kirjutatud, on ainult üks O. Ja EO jaoks₂, 2 kaasasoleva E puudumisel toimus lihtsustamine ja ilmus, et see peab korrutama 2. Seega jääb valem E-ks.₂O₄ ja E valents on siis +4.

Kuid see reegel ebaõnnestub mõnede oksiidide, näiteks Pb puhul₃O₄. Seetõttu on alati vajalik neutraalsuse arvutamine.

Mis see koosneb?

Kui E-valents on käes, koosneb varude nomenklatuur selle sulgemisest ja rooma numbritest. Kõigist nomenklatuuridest on see kõige lihtsam ja kõige täpsem, arvestades oksiidide elektroonilisi omadusi.

Kui aga E-l on aga ainult üks valents (mida võib leida perioodilisest tabelist), siis seda ei ole täpsustatud.

Seega, kui oksiidil EO on E valents +2 ja +3, siis nimetatakse seda: (E) nimetus (II). Aga kui E-l on ainult valents +2, siis selle oksiidi nimetatakse: oksiid (E nimi).

Traditsiooniline nomenklatuur

Nimetamaks oksiidide nimetust, tuleks suuremate või väiksemate valentside jaoks lisada sufiksid -ico või -oso nende ladinakeelsetele nimedele. Kui on rohkem kui kaks, siis eesliited - tüüp, väikseimale ja -perele, kõige suuremale.

Näiteks töötab plii valentsidega +2 ja +4. PbO-s on valents +2, nii et seda nimetatakse: plumbous oxide. Kuigi PbO₂ Seda nimetatakse Plúmbico oksiidiks.

Ja Pb₃O₄, Kuidas seda nimetatakse vastavalt kahele eelmisele nomenklatuurile? Tal pole nime. Miks? Kuna Pb₃O₄ tegelikult koosneb segust 2 [PbO] [PbO₂]; see tähendab, et punase tahke aine kontsentratsioon PbO on kahekordne.

Sel põhjusel oleks vale Pb-le nime anda₃O₄ see ei koosne süstemaatilisest nomenklatuurist ega populaarsest slangist.

Oksiidide liigid

Sõltuvalt sellest, milline perioodilise tabeli osa on E ja seega selle elektrooniline olemus, võib moodustada ühe tüüpi oksiid või muu. Siit tulenevad mitmed kriteeriumid, et anda neile tüüp, kuid kõige olulisemad on need, mis on seotud nende happesuse või aluselise alusega.

Aluselised oksiidid

Aluselisi oksiide iseloomustab see, et nad on ioonsed, metallilised ja mis veelgi tähtsam, tekitades vees lahustatuna aluselise lahuse. Eksperimentaalselt, kui oksiid on põhiline, tuleb see lisada vees ja universaalses indikaatoris lahustunud mahutisse. Selle värvus enne oksiidi lisamist peab olema roheline, neutraalne.

Kui oksiid lisatakse veele, kui selle värvus muutub rohelisest siniseks, tähendab see, et pH on muutunud aluseliseks. See on tingitud sellest, et see tagab moodustunud hüdroksiidi ja vee vahelise lahustuvuse tasakaalu:

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

Kuigi oksiid on vees lahustumatu, on piisav, et väike osa lahustub pH muutmiseks. Mõned aluselised oksiidid on nii lahustuvad, et tekitavad naatriumhüdroksiide nagu NaOH ja KOH. See tähendab, et naatrium- ja kaaliumoksiidid, Na₂O ja K₂Või on nad väga lihtsad. Pange tähele +1 valentsust mõlemale metallile.

Happe oksiidid

Happe oksiide iseloomustab mitte-metalliline element, on kovalentsed ja tekitavad veega happelisi lahuseid. Jällegi saab selle happesust kontrollida universaalse indikaatoriga. Kui seekord lisatakse oksiid veele, muutub roheline värv punakaks, siis on see happeoksiid.

Milline reaktsioon toimub? Järgmised:

EO₂(s) + H₂O (l) => H₂EO₃(ac)

Happeoksiidi näide, mis ei ole tahke aine, vaid gaas, on CO₂. Kui see vees lahustub, moodustab see süsinikhappe:

CO₂(g) + H₂O (l) <=> H₂CO₃(ac)

Samuti CO₂ See ei koosne anioonidest VÕI^2- ja C katioonid⁴⁺, kuid kovalentsete sidemetega moodustatud molekulis: O = C = O. See on ilmselt üks suurimaid erinevusi aluseliste oksiidide ja hapete vahel.

Neutraalsed oksiidid

Need oksiidid ei muuda neutraalse pH juures vee rohelist värvi; see tähendab, et nad ei moodusta hüdroksiide ega happeid vesilahuses. Mõned neist on: N₂O, NO ja CO. Sarnaselt CO-ga on neil kovalentseid sidemeid, mida võib illustreerida Lewise struktuuridega või mis tahes lingiteooriaga.

Amfoteersed oksiidid

Teine võimalus oksiidide klassifitseerimiseks sõltub sellest, kas nad reageerivad happega või mitte. Vesi on väga nõrk hape (ja ka alus), nii et amfoteersetel oksiididel ei ole "mõlemat külge". Neid oksiide iseloomustab nii hapete kui ka aluste reageerimine.

Näiteks alumiiniumoksiid on amfoteerne oksiid. Järgmised kaks keemilist võrrandit esindavad nende reaktsiooni hapete või alustega:

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

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

Al₂(SO₄)₃ on alumiiniumsulfaatsool ja NaAl (OH)₄ komplekssool, mida nimetatakse naatriumtetrahüdroksiinaluminaadiks.

Vesinikoksiid, H₂Või (vesi), see on ka amfoteerne ja seda tõendab selle ionisatsioonitasakaal:

H₂O (l) <=> H₃O⁺(ac) + OH^-(ac)

Segatud oksiidid

Segatud oksiidid on need, mis koosnevad ühe või mitme sama tahke oksiidi segust. Pb₃O₄ See on näide neist. Magnetiit, usk₃O₄, see on veel üks näide segatud oksiidist. Usk₃O₄ See on FeO ja Fe segu₂O₃ 1: 1 proportsioonides (erinevalt Pb)₃O₄).

Segud võivad olla keerulisemad, mistõttu saadakse rikkalikult erinevaid mineraale.

Omadused

Oksiidide omadused sõltuvad nende tüübist. Oksiidid võivad olla ioonsed (Eⁿ⁺O^2-) nagu CaO (Ca²⁺O^2-) või kovalentne, kui SO₂, O = S = O.

Sellest asjaolust ja elementide kalduvusest reageerida hapetega või alustega kogutakse iga oksiidi jaoks mitmeid omadusi.

Ülaltoodut kajastavad ka sellised füüsikalised omadused nagu sulamis- ja keemispunktid. Ioonsed oksiidid kalduvad moodustama kuumusele väga vastupidavaid kristallstruktuure, mistõttu nende sulamispunktid on kõrged (kõrgemad kui 1000 ° C), samas kui kovalentne sulab madalatel temperatuuridel või isegi gaasidel või vedelikel..

Kuidas nad moodustuvad?

Oksüdid moodustuvad, kui elemendid reageerivad hapnikuga. See reaktsioon võib toimuda lihtsa kokkupuute korral hapnikuga rikastatud atmosfääriga või vajab soojust (nagu sigaretisüütaja leek). See tähendab, et kui ese põletatakse, reageerib see hapnikuga (niikaua kui see on õhus).

Kui võetakse näiteks fosforitükki ja asetatakse leeki, põleb ja moodustab vastava oksiidi:

4P (s) + 5O₂(g) => P₄O₁₀s)

Selle protsessi käigus võivad mõned tahked ained, näiteks kaltsium, põletada heleda ja värvilise leegiga.

Teine näide saadakse puidu või mõne süsinikku sisaldava orgaanilise aine põletamisel:

C (s) + O₂(g) => CO₂(g)

Kui aga on hapniku puudulikkus, moodustub CO asemel CO₂:

C (s) + 1 / 2O₂(g) => CO (g)

Pange tähele, kuidas C / O suhet kasutatakse erinevate oksiidide kirjeldamiseks.

Oksiidide näited

Ülemine pilt vastab kovalentsele oksiidistruktuurile I₂O₅, kõige stabiilsem joodi vorm. Pange tähele oma lihtsaid ja kahekordseid sidemeid, samuti I ja oksiidide ametlikke süüdistusi külgsuunas.

Halogeenoksiididele on iseloomulik, et need on kovalentsed ja väga reaktiivsed, nagu on O₂F₂ (F-O-O-F) ja OF₂ (F-O-F). Kloordioksiid, ClO₂, näiteks on see ainus klooroksiid, mida sünteesitakse tööstuslikes kaaludes.

Kuna halogeenid moodustavad kovalentsed oksiidid, arvutatakse nende "hüpoteetilised" valentsid samamoodi läbi elektroneutraalsuse põhimõtte.

Ülemineku metalloksiidid

Lisaks halogeenoksiididele on meil ka üleminekumetallide oksiidid:

-CoO: koobaltoksiid (II); koobaltoksiid; u koobalti monoksiid.

-HgO: elavhõbeoksiid (II); elavhõbeoksiid; u elavhõbeda monoksiid.

-Ag₂O: hõbeoksiid; hõbeoksiid; või diplomaadi monoksiid.

-Au₂O₃: kuldoksiid (III); aureuse oksiid; või dioro trioksiid.

Täiendavad näited

-B₂O₃: booroksiid; booroksiid; või diboro-trioksiid.

-Cl₂O₇: klooroksiid (VII); perkloriidoksiid; dikloro-heptoxide.

-NO: lämmastikoksiid (II); lämmastikoksiid; lämmastikmonooksiid.

Viited

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorgaaniline keemia (neljas väljaanne). Mc Grawi mägi.
2. Metallist ja mittemetalsetest oksiididest. Välja võetud: chem.uiuc.edu
3. Vaba keemia Online. (2018). Oksiidid ja osoon. Välja võetud: freechemistryonline.com
4. Toppr. (2018). Lihtsad oksiidid. Välja võetud: toppr.com
5. Steven S. Zumdahl. (7. mai 2018). Oksiid. Encyclopediae Britannica. Välja võetud: britannica.com
6. Keemia LibreTexts. (24. aprill 2018). Oksiidid Vastu võetud: chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). Oksiidide näited. Välja otsitud: quimicas.net