Názvosloví oxidů, typy, vlastnosti a příklady

oxidy jedná se o rodinu binárních sloučenin, kde jsou interakce mezi prvkem a kyslíkem. Oxid má tedy velmi obecný vzorec typu EO, kde E je libovolný prvek.

V závislosti na mnoha faktorech, jako je elektronická povaha E, jeho iontový poloměr a jeho valence, mohou být vytvořeny různé typy oxidů. Některé jsou velmi jednoduché a jiné jako Pb₃O₄, (nazvaný minium, arcazón nebo červený olovo) být smíšený; to znamená, že jsou výsledkem kombinace více než jednoho jednoduchého oxidu.

Ale složitost oxidů může jít dál. Existují směsi nebo struktury, ve kterých může zasáhnout více než jeden kov, a kde navíc tyto podíly nejsou stechiometrické. V případě Pb₃O₄, poměr Pb / O je roven 3/4, z toho jak čitatel, tak jmenovatel jsou celá čísla.

V nestechiometrických oxidech jsou poměry desetinná čísla. E_0,75O_1,78, je příkladem hypotetického nestechiometrického oxidu. K tomuto jevu dochází u tzv. Oxidů kovů, zejména u přechodných kovů (Fe, Au, Ti, Mn, Zn, atd.).

Existují však oxidy, jejichž vlastnosti jsou mnohem jednodušší a diferencovatelnější, stejně jako iontový nebo kovalentní charakter. V těch oxidech, kde převládá iontový charakter, budou tvořeny kationty E⁺ a anionty O^2-; a ty čistě kovalentní, jednoduché (E-O) nebo dvojité (E = O) vazby.

Co diktuje iontový charakter oxidu je rozdíl electronegativity mezi E a O. Když E je velmi electropositive kov, pak EO bude mít vysoký ionic charakter. Zatímco jestliže E je elektronegativní, jmenovitě nekovový, jeho EO oxid bude kovalentní.

Tato vlastnost definuje mnoho dalších, které vykazují oxidy, stejně jako jejich schopnost vytvářet báze nebo kyseliny ve vodném roztoku. Odtud vznikají tzv. Bazické a kyslé oxidy. Ti, kteří se nechovají jako jeden, nebo kteří vykazují obě vlastnosti, jsou neutrální nebo amfoterní oxidy.

Index

• 1 Nomenklatura
  • 1.1 Systematické názvosloví
  • 1.2 Burzovní nomenklatura
  • 1.3 Tradiční názvosloví
• 2 Typy oxidů
  • 2.1 Základní oxidy
  • 2.2 Oxidy kyselin
  • 2.3 Neutrální oxidy
  • 2.4 Amfoterní oxidy
  • 2.5 Smíšené oxidy
• 3 Vlastnosti
• 4 Jak se tvoří?
• 5 Příklady oxidů
  • 5.1 Oxidy přechodných kovů
  • 5.2 Další příklady
• 6 Odkazy

Nomenklatura

Existují tři způsoby, jak uvést oxidy (které platí i pro mnoho dalších sloučenin). Ty jsou správné bez ohledu na iontový charakter oxidu EO, takže jejich jména neříkají nic o jejich vlastnostech nebo strukturách.

Systematická nomenklatura

Vzhledem k oxidům EO, E₂O, E₂O₃ a EO₂, Na první pohled nevíte, co je za chemickými vzorci. Čísla však ukazují stechiometrické poměry nebo poměr E / O. Z těchto čísel mohou být pojmenovány, i když není specifikováno s jakou valencí "funguje" E.

Čísla atomů pro E a O jsou označena předponami řeckého čísla. Tímto způsobem mono- znamená, že existuje pouze jeden atom; di-, dva atomy; tri-, tři atomy a tak dále.

Názvy předchozích oxidů podle systematické nomenklatury jsou tedy:

-MonóE (EO) oxid.

-Monóxido diE (E₂O).

-Trioxid z diE (E₂O₃).

-DiE oxid (EO)₂).

Pak aplikujte tuto nomenklaturu pro Pb₃O₄, červený oxid prvního obrazu, máme:

Pb₃O₄: tetraoxid z triolovo.

Pro mnoho směsných oxidů, nebo s vysokými stechiometrickými poměry, to je velmi užitečné uchýlit se k systematickému názvosloví pojmenovat je \ t.

Burzovní nomenklatura

Valencia

Ačkoli to není známé který element je E, to je dost s E / O poměr vědět co valence to používá v jeho oxidu. Jak? Prostřednictvím principu electroneutrality. To vyžaduje, aby součet nábojů iontů ve sloučenině byl roven nule.

To se provádí za předpokladu vysokého iontového charakteru pro jakýkoliv oxid. O má tedy náboj -2, protože je O^2-, a E musí poskytovat n + tak, že neutralizuje negativní náboje oxidového aniontu.

Například v EO pracuje atom E s valencí +2. Proč? Protože jinak nemohl neutralizovat zátěž -2 pouze O. Pro E₂Nebo má E valenci +1, protože náboj +2 musí být rozdělen mezi dva atomy E.

A v E₂O₃, musí být nejprve vypočteny záporné poplatky přispívající O. Jelikož jsou tři z nich, pak: 3 (-2) = -6. Pro neutralizaci zátěže -6 je požadováno, aby E poskytovalo +6, ale protože jsou dvě z nich, je +6 děleno dvěma, přičemž E je s valencí +3.

Pravidlo mnemotechniky

O má v oxidech vždy valenci -2 (pokud se nejedná o peroxid nebo superoxid). Mnemonické pravidlo určovat valenci E je prostě vzít v úvahu číslo, které doprovází O. E, na druhé straně, bude mít číslo 2 doprovázející ho, a pokud ne, znamená to, že tam bylo zjednodušení.

Například, v EO valence E je +1, protože dokonce jestliže to není psané, tam je jen jeden O. A pro EO₂, v nepřítomnosti 2 doprovázejícího E, tam bylo zjednodušení, a se objevit to musí násobit 2. Tak, vzorec zůstane jako E \ t₂O₄ a valence E je pak +4.

Toto pravidlo však selhává u některých oxidů, jako je Pb₃O₄. Proto je vždy nutné provádět výpočty neutrality.

Z čeho se skládá?

Jakmile mají valenci E po ruce, skladová nomenklatura spočívá v jejím specifikaci v závorkách a římských číslicích. Ze všech názvosloví je to nejjednodušší a nejpřesnější s ohledem na elektronické vlastnosti oxidů.

Jestliže E, na druhé straně, má jen jednu valenci (který může být nalezený v periodické tabulce), pak to není specifikováno \ t.

Pro oxid EO, pokud má E valenci +2 a +3, se nazývá oxid (název E) (II). Ale jestliže E má jen valenci +2, pak jeho oxid je volán: oxid (jméno E).

Tradiční názvosloví

Abychom zmínili název oxidů, měly by být k jejich latinským jménům přidány přípony -ico nebo -oso pro větší nebo menší valence. Pokud existuje více než dva, pak prefixy -hype, pro nejmenší a -per pro největší ze všech.

Například olovo pracuje s valencemi +2 a +4. V PbO má valenci +2, takže se nazývá: oxid plumbous. Zatímco PbO₂ Nazývá se: Plúmbico oxid.

A Pb₃O₄, Jak se nazývá podle dvou předchozích názvů? Nemá žádné jméno. Proč? Protože Pb₃O₄ ve skutečnosti sestává ze směsi 2 [PbO] [PbO₂]; to znamená, že červená pevná látka má dvojnásobnou koncentraci PbO.

Z tohoto důvodu by bylo špatné pokusit se dát jméno Pb₃O₄ nespočívá v systematickém názvosloví nebo populárním slangu.

Typy oxidů

V závislosti na tom, která část periodické tabulky je E, a tedy její elektronická povaha, může být vytvořen jeden typ oxidu nebo jiný. Odtud vznikají mnohá kritéria pro jejich přiřazení typu, ale nejdůležitější jsou ty, které se týkají jejich kyselosti nebo zásaditosti.

Základní oxidy

Bázické oxidy se vyznačují tím, že jsou iontové, kovové, a co je důležitější, při rozpouštění ve vodě vytvářejí zásaditý roztok. Aby bylo možné experimentálně určit, zda je oxid bazický, musí být přidán do nádoby s vodou a univerzálním indikátorem rozpuštěným v něm. Jeho zbarvení před přidáním oxidu by mělo být zelené, neutrální pH.

Jakmile je oxid přidán do vody, pokud se jeho barva změní ze zelené na modrou, znamená to, že se pH stalo bazickým. Je to proto, že vytváří rovnováhu rozpustnosti mezi vytvořeným hydroxidem a vodou:

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

I když je oxid nerozpustný ve vodě, postačí, aby se malá částka rozpustila, aby se změnilo pH. Některé bazické oxidy jsou tak rozpustné, že vytvářejí hydroxidy hydroxidu sodného jako NaOH a KOH. To znamená oxidy sodíku a draslíku, Na₂O a K₂Nebo jsou velmi základní. Všimněte si valence +1 pro oba kovy.

Oxidy kyselin

Oxidy kyselin se vyznačují tím, že mají nekovový prvek, jsou kovalentní a také vytvářejí kyselé roztoky s vodou. Jeho kyselost lze opět kontrolovat pomocí univerzálního indikátoru. Pokud se tentokrát přidáním oxidu do vody změní jeho zelená barva načervenalý, pak se jedná o kysličník kyseliny.

Jaká reakce probíhá? Následující:

EO₂(s) + H₂O (l) => H₂EO₃(ac)

Příkladem oxidu kyseliny, který není tuhou látkou, ale plynem, je CO₂. Když se rozpouští ve vodě, tvoří kyselinu uhličitou:

CO₂(g) + H₂O (l) <=> H₂CO₃(ac)

Také, CO₂ Neobsahuje anionty OR^2- a C kationty⁴⁺, ale v molekule tvořené kovalentními vazbami: O = C = O. To je možná jeden z největších rozdílů mezi základními oxidy a kyselinami.

Neutrální oxidy

Tyto oxidy nemění zelenou barvu vody při neutrálním pH; to znamená, že netvoří hydroxidy ani kyseliny ve vodném roztoku. Některé z nich jsou: N₂O, NO a CO. Stejně jako CO mají kovalentní vazby, které mohou být ilustrovány Lewisovými strukturami nebo jakoukoliv teorií vazeb.

Amfoterní oxidy

Další způsob klasifikace oxidů závisí na tom, zda reagují s kyselinou nebo ne. Voda je velmi slabá kyselina (a také báze), takže amfoterní oxidy nevykazují „obě strany“. Tyto oxidy se vyznačují reakcí jak s kyselinami, tak s bázemi.

Oxid hlinitý je například amfoterní oxid. Následující dvě chemické rovnice představují jejich reakci s kyselinami nebo zásadami:

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

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

Al₂(SO₄)₃ je sůl síranu hlinitého a NaAl (OH)₄ komplexní sůl nazývaná hlinitan sodný tetrahydroxin.

Oxid vodíku, H₂Nebo (voda), to je také amfoterní, a toto je doloženo v jeho ionization rovnováze: \ t

H₂O (l) <=> H₃O⁺(ac) + OH^-(ac)

Smíšené oxidy

Smíšené oxidy jsou takové, které sestávají ze směsi jednoho nebo více oxidů ve stejné pevné látce. Pb₃O₄ Je to příklad. Magnetit, víra₃O₄, je to také další příklad směsného oxidu. Víra₃O₄ Je to směs FeO a Fe₂O₃ v poměru 1: 1 (na rozdíl od Pb)₃O₄).

Směsi mohou být složitější, a tak vznikají bohatá paleta oxidových minerálů.

Vlastnosti

Vlastnosti oxidů závisí na jejich typu. Oxidy mohou být iontové (Eⁿ⁺O^2-), jako je CaO (Ca²⁺O^2-), nebo kovalentní, jako SO₂, O = S = O.

Z této skutečnosti a tendence prvků reagovat s kyselinami nebo zásadami se pro každý oxid shromažďuje řada vlastností.

Výše uvedené se také odráží ve fyzikálních vlastnostech, jako jsou teploty tání a teploty varu. Ionické oxidy mají tendenci tvořit krystalické struktury, které jsou velmi odolné vůči teplu, takže jejich teploty tání jsou vysoké (nad 1000 ° C), zatímco kovalentní taveniny při nízkých teplotách nebo dokonce plyny nebo kapaliny.

Jak se tvoří?

Oxidy vznikají, když prvky reagují s kyslíkem. Tato reakce může nastat s jednoduchým kontaktem s atmosférou bohatou na kyslík nebo vyžaduje teplo (jako plamen zapalovače cigaret). To znamená, že když je předmět spálen, reaguje s kyslíkem (pokud je přítomen ve vzduchu).

Je-li například kus fosforu odebrán a vložen do plamene, bude hořet a tvořit odpovídající oxid:

4P (s) + 5O₂(g) => P₄O₁₀(s)

Během tohoto procesu mohou některé pevné látky, jako je vápník, spalovat s jasným a barevným plamenem.

Další příklad je získán spalováním dřeva nebo jakékoliv organické látky, která má uhlík:

C (s) + O₂(g) => CO₂(g)

Pokud však dojde k nedostatku kyslíku, vzniká CO místo CO₂:

C (s) + 1 / 2O₂(g) => CO (g)

Všimněte si, jak se poměr C / O používá k popisu různých oxidů.

Příklady oxidů

Horní obraz odpovídá kovalentní oxidové struktuře I₂O₅, nejstabilnější formou jodu. Všimněte si jeho jednoduchých a dvojitých vazeb, stejně jako formálních obvinění z I a kyslíku na jeho laterály.

Halogenoxidy se vyznačují tím, že jsou kovalentní a velmi reaktivní, jako jsou případy O₂F₂ (F-O-O-F) a OF₂ (F-O-F). Oxid chloričitý, ClO₂, například, to je jediný oxid chloru, který je syntetizován v průmyslových měřítkách.

Protože halogeny tvoří kovalentní oxidy, jejich „hypotetické“ valence jsou vypočteny stejným způsobem prostřednictvím principu elektroneutrality.

Oxidy přechodných kovů

Kromě halogenových oxidů máme oxidy přechodných kovů:

-CoO: oxid kobaltu (II); oxid kobaltu; u kysličník kobaltnatý.

-HgO: oxid rtuťnatý (II); oxid rtuťnatý; u oxidem rtuťnatým.

-Ag₂O: oxid stříbrný; oxid stříbrný; nebo oxid diplata.

-Au₂O₃: oxid zlatý (III); oxid aureus; nebo dioroxid.

Další příklady

-B₂O₃oxid boritý; oxid boritý; nebo diboroxid.

-Cl₂O₇: oxid chloru (VII); oxid chlornatý; dichlor-heptoxid.

-NO: oxid dusnatý (II); oxid dusnatý; oxid dusnatý.

Odkazy

1. Shiver a Atkins. (2008). Anorganická chemie (čtvrté vydání). Mc Graw Hill.
2. Kovové a nekovové oxidy. Převzato z: chem.uiuc.edu
3. Online chemie zdarma. (2018). Oxidy a ozon. Převzato z: freechemistryonline.com
4. Toppr. (2018). Jednoduché oxidy. Převzato z: toppr.com
5. Steven S. Zumdahl. (7. května 2018). Oxid. Encyklopedie Britannica. Převzato z: britannica.com
6. Chemie LibreTexts. (24. dubna 2018). Oxidy Převzato z: chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). Příklady oxidů. Zdroj: quimicas.net