Oksīdu nomenklatūra, veidi, īpašības un piemēri

The oksīdi tās ir bināro savienojumu grupa, kur ir elementa un skābekļa mijiedarbība. 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 tā valentiem, var veidoties dažāda veida oksīdi. Daži ir ļoti vienkārši un citi, piemēram, Pb₃O₄, (saukts par miniju, arcazonu vai sarkanu svinu); tas ir, tie rodas, apvienojot vairāk nekā vienu vienkāršu oksīdu.

Bet oksīdu sarežģītība var iet tālāk. Pastāv maisījumi vai struktūras, kurās var iejaukties vairāk nekā viens metāls, turklāt proporcijas nav stehiometriskas. Pb gadījumā₃O₄, attiecība Pb / O ir vienāda ar 3/4, no kuras gan skaitītājs, gan saucējs ir veseli skaitļi.

Ne-stehiometriskos oksīdos proporcijas ir decimālskaitļi. E_0,75O_1.78, ir hipotētiska ne-stehiometriska oksīda piemērs. Šī parādība notiek ar tā sauktajiem metāla oksīdiem, īpaši ar pārejas metāliem (Fe, Au, Ti, Mn, Zn uc)..

Tomēr ir oksīdi, kuru īpašības ir daudz vienkāršākas un diferencējamas, kā arī jonu vai kovalentais raksturs. Tajos oksīdos, kuros dominē jonu raksturs, tie sastāvēs no katjoniem E⁺ un anjoni O^2-; un tīri kovalentās, vienkāršās (E-O) vai dubultās (E = O) saites.

Tas, kas nosaka oksīda jonu raksturu, ir elektronegativitātes starpība starp E un O. Tā kā, ja E ir elektronegatīvs, proti, nav metāls, tā EO oksīds būs kovalens.

Šī īpašība nosaka daudzus citus, ko rada oksīdi, kā arī to spēju veidot bāzes vai skābes ūdens šķīdumā. No šejienes rodas tā saucamie bāzes un skābes oksīdi. Tie, kas neiedarbojas vai nu, vai kuri uzrāda abas īpašības, ir neitrāli vai amfoteriski oksīdi.

Indekss

• 1 Nomenklatūra
  • 1.1. Sistemātiska nomenklatūra
  • 1.2. Akciju nomenklatūra
  • 1.3 Tradicionālā nomenklatūra
• 2 Oksīdu veidi
  • 2.1. Bāzes oksīdi
  • 2.2. Skābes oksīdi
  • 2.3 Neitrāli oksīdi
  • 2.4 Amfoteriskie oksīdi
  • 2.5 Jauktie oksīdi
• 3 Rekvizīti
• 4 Kā tie veidojas?
• 5 oksīdu piemēri
  • 5.1. Pārejas metālu oksīdi
  • 5.2. Papildu piemēri
• 6 Atsauces

Nomenklatūra

Ir trīs veidi, kā pieminēt oksīdus (kas attiecas arī uz daudziem citiem savienojumiem). Tie ir pareizi neatkarīgi no EO oksīda jonu rakstura, tāpēc to nosaukumi neko nesaka par to īpašībām vai konstrukcijām.

Sistemātiska nomenklatūra

Ņemot vērā EO, E oksīdus₂O, E₂O₃ un EO₂, No pirmā acu uzmetiena jūs nevarat zināt, kas ir aiz jūsu ķīmiskās formulas. Tomēr skaitļi norāda stehiometriskās proporcijas vai E / O attiecību. No šiem numuriem tie var būt nosaukumi pat tad, ja nav norādīts ar to, ko valence "darbojas".

Atomu skaits gan E, gan O ir norādīts ar Grieķijas numura prefiksu. Tādā veidā mono nozīmē, ka ir tikai viens atoms; di-, divi atomi; tri-, trīs atomi utt.

Tātad iepriekšējo oksīdu nosaukumi saskaņā ar sistemātisko nomenklatūru ir šādi:

-MonóE (EO) oksīds.

-Monóxido diE (E₂O).

-Trioksīda oksīds diE (E₂O₃).

-DiE oksīds (EO)₂).

Piemērojot šo nomenklatūru Pb₃O₄, Pirmā attēla sarkanais oksīds, mums ir:

Pb₃O₄: tetraoksīda oksīds trisvina.

Daudziem jauktajiem oksīdiem vai ar augstu stehiometrisko attiecību palīdzību ir lietderīgi izmantot sistemātisku nomenklatūru, lai tos nosauktu.

Akciju nomenklatūra

Valensija

Lai gan nav zināms, kurš elements ir E, pietiek ar E / O attiecību, lai uzzinātu, ko tā izmanto oksīdā. Kā? Ar elektroneitralitātes principu. Tas prasa, lai savienojumu jonu lādiņu summa būtu vienāda ar nulli.

Tas tiek darīts, pieņemot, ka jebkuram oksīdam ir augsts jonu raksturs. Tādējādi O ir uzlādējis -2, jo tas ir O^2-, un E jānodrošina n +, lai tas neitralizētu oksīda anjona negatīvos lādiņus.

Piemēram, EO atoms E strādā ar valenci +2. Kāpēc? Jo citādi tas nevarēja neitralizēt vienīgā O. slodzi -2. E₂Vai arī E ir valence +1, jo maksa +2 jāsadala starp diviem E atomiem.

Un E₂O₃, vispirms ir jāaprēķina O negatīvās izmaksas, jo ir trīs, tad: 3 (-2) = -6. Lai neitralizētu slodzi -6, ir nepieciešams, lai E nodrošinātu +6, bet tāpēc, ka ir divi, +6 tiek dalīts ar diviem, atstājot E ar +3 valenci.

Mnemonisks noteikums

O oksīdos vienmēr ir valence -2, ja vien tas nav peroksīds vai superoksīds. Tātad mnemonisks noteikums, lai noteiktu E valenci, ir vienkārši ņemt vērā to skaitu, kas pavada O. E, no otras puses, viņam būs 2. numurs, un, ja nē, tas nozīmē, ka pastāv vienkāršošana.

Piemēram, EO E E valence ir +1, jo, pat ja tas nav rakstīts, ir tikai viens O. Un EO₂, ja nav pievienots 2 E, bija vienkāršošana, un, lai parādītu, ka tā ir reizināta ar 2. Tādējādi formula saglabājas kā E₂O₄ un E valence ir tad +4.

Tomēr šis noteikums neizdodas dažiem oksīdiem, piemēram, Pb₃O₄. Tāpēc vienmēr ir nepieciešams veikt neitralitātes aprēķinus.

Ko tas veido?

Kad krājumam ir E valensija, krājumu nomenklatūru veido tā norādīšana iekavās un ar romiešu cipariem. No visām nomenklatūrām tas ir visvienkāršākais un precīzākais attiecībā uz oksīdu elektroniskajām īpašībām.

Ja, no otras puses, E ir tikai viena valence (kas atrodama periodiskajā tabulā), tad tā nav norādīta.

Tādējādi oksīdam EO, ja E ir valence +2 un +3, to sauc par (E) nosaukuma oksīdu (II). Bet, ja E ir tikai valence +2, tad tā oksīdu sauc par: oksīdu (E nosaukums).

Tradicionālā nomenklatūra

Lai pieminētu oksīdu nosaukumu, sufiksiem -ico vai -oso lielākām vai mazākām valencēm jāpievieno to latīņu vārdi. Ja ir vairāk nekā divi, tad prefiksi -hype, mazākajiem un -per, lielākajiem no visiem.

Piemēram, svins strādā ar valentiem +2 un +4. PbO ir valence +2, tāpēc to sauc par: plumbous oxide. Kamēr PbO₂ To sauc par Plúmbico oksīdu.

Un Pb₃O₄, Kā tas tiek aicināts saskaņā ar divām iepriekšējām nomenklatūrām? Tam nav vārda. Kāpēc? Tā kā Pb₃O₄ faktiski sastāv no maisījuma 2 [PbO] [PbO₂]; tas nozīmē, ka sarkanajam cietajam materiālam ir divkārša PbO koncentrācija.

Šā iemesla dēļ būtu nepareizi mēģināt dot vārdu Pb₃O₄ tas nav sistemātiska nomenklatūra vai populārs slengs.

Oksīdu veidi

Atkarībā no tā, kura periodiskās tabulas daļa ir E, un tāpēc tās elektroniskais raksturs var veidoties viena veida oksīdam vai citam. No šejienes rodas vairāki kritēriji, lai piešķirtu tiem tipu, bet vissvarīgākie ir tie, kas saistīti ar to skābumu vai bāziskumu.

Bāzes oksīdi

Bāzes oksīdus raksturo, ka tie ir jonu, metāliski un, vēl svarīgāk, ūdenī izšķīdinot bāzes šķīdumu. Lai eksperimentāli noteiktu, vai oksīds ir pamata, tas jāpievieno traukā, kurā ir ūdens un universāls indikators. Tās krāsai pirms oksīda pievienošanas jābūt zaļai, neitrālai pH.

Kad oksīds tiek pievienots ūdenim, ja tā krāsa mainās no zaļas uz zilu, tas nozīmē, ka pH ir kļuvis par pamata. Tas ir tāpēc, ka tas rada šķīdības līdzsvaru starp izveidoto hidroksīdu un ūdeni:

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

Lai gan oksīds nešķīst ūdenī, pietiek, lai neliela daļa izšķīst, lai modificētu pH. Daži bāzes oksīdi ir tik šķīstoši, ka tie rada kodīgus hidroksīdus, piemēram, NaOH un KOH. Tas ir, nātrija un kālija oksīdi, Na₂O un K₂Vai arī tās ir ļoti vienkāršas. Ievērojiet +1 valenci abiem metāliem.

Skābes oksīdi

Skābes oksīdi ir raksturīgi ar nemetālisku elementu, ir kovalenti un arī rada skābes šķīdumus ar ūdeni. Atkal, tās skābumu var pārbaudīt ar universālo indikatoru. Ja šoreiz, pievienojot ūdenim oksīdu, tā zaļā krāsa kļūst sarkanīga, tad tas ir skābes oksīds.

Kāda reakcija notiek? Šādi:

EO₂(s) + H₂O (l) => H₂EO₃(ac)

Skābes oksīda, kas nav ciets, bet gāze, piemērs ir CO₂. Kad tas izšķīst ūdenī, tas veido ogļskābi:

CO₂(g) + H₂O (l) <=> H₂CO₃(ac)

Arī CO₂ Tas nesastāv no anjoniem VAI^2- un C katjoni⁴⁺, bet molekulā, ko veido kovalentās saites: O = C = O. Tas, iespējams, ir viena no lielākajām atšķirībām starp pamata oksīdiem un skābēm.

Neitrāli oksīdi

Šie oksīdi nemaina ūdens zaļo krāsu neitrālā pH līmenī; tas nozīmē, ka tie nerada hidroksīdus, ne skābes ūdens šķīdumā. Daži no tiem ir: N₂O, NO un CO. Tāpat kā CO, tām ir kovalentās saites, kuras var ilustrēt ar Lewis struktūru vai jebkuru saiknes teoriju.

Amfoteriskie oksīdi

Vēl viens veids, kā klasificēt oksīdus, ir atkarīgs no tā, vai tie reaģē ar skābi vai nē. Ūdens ir ļoti vāja skābe (un arī bāze), tāpēc amfoteriem nav “abu pušu”. Šiem oksīdiem raksturīga reakcija gan ar skābēm, gan bāzēm.

Piemēram, alumīnija oksīds ir amfoteroksīds. Šie divi ķīmiskie vienādojumi atspoguļo to reakciju ar skābēm vai bāzēm:

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

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

Al₂(SO₄)₃ ir alumīnija sulfāta sāls un NaAl (OH)₄ komplekss sāls, ko sauc par nātrija tetrahidroksīna aluminātu.

Ūdeņraža oksīds, H₂Vai arī (ūdens), tas ir arī amfoterisks, un to pierāda tās jonizācijas līdzsvars:

H₂O (l) <=> H₃O⁺(ac) + OH^-(ac)

Jauktie oksīdi

Jauktie oksīdi ir tie, kas sastāv no viena vai vairāku oksīdu maisījuma tajā pašā cietā vielā. Pb₃O₄ Tas ir piemērs. Magnetīts, Ticība₃O₄, tas ir vēl viens jaukto oksīdu piemērs. Ticība₃O₄ Tas ir FeO un Fe maisījums₂O₃ 1: 1 proporcijās (atšķirībā no Pb)₃O₄).

Maisījumi var būt sarežģītāki, tādējādi radot daudzveidīgu oksīda minerālu daudzumu.

Rekvizīti

Oksīdu īpašības ir atkarīgas no to veida. Oksīdi var būt jonu (Eⁿ⁺O^2-), piemēram, CaO (Ca²⁺O^2-) vai kovalentā, kā SO₂, O = S = O.

No šī fakta un elementu tendences reaģēt ar skābēm vai bāzēm katram oksīdam tiek savāktas vairākas īpašības.

Arī iepriekšminētais atspoguļojas tādās fizikālajās īpašībās kā kausēšanas un viršanas punkti. Jonu oksīdi mēdz veidot kristāliskas struktūras, kas ir ļoti izturīgas pret karstumu, tāpēc to kušanas temperatūra ir augsta (augstāka par 1000ºC), kamēr kovalentās vielas kūst zemās temperatūrās vai pat gāzēs vai šķidrumos..

Kā tās veidojas?

Oksīdi veidojas, kad elementi reaģē ar skābekli. Šī reakcija var notikt, vienkārši saskaroties ar atmosfēru, kas bagāta ar skābekli, vai nepieciešama siltuma iedarbība (piemēram, cigarešu šķiltavas liesma). Tas ir, kad objekts tiek sadedzināts, tas reaģē ar skābekli (kamēr tas atrodas gaisā).

Ja, piemēram, tiek ņemts fosfora gabals un ievietots liesmā, tas sadedzinās un veido atbilstošu oksīdu:

4P (s) + 5O₂(g) => P₄O₁₀(-i)

Šī procesa laikā dažas cietas vielas, piemēram, kalcija, var degt ar spilgtu un krāsainu liesmu.

Citu piemēru iegūst, sadedzinot koksni vai jebkuru organisku vielu, kas satur oglekli:

C (s) + O₂(g) => CO₂(g)

Bet, ja ir skābekļa nepietiekamība, CO veidojas CO₂:

C (s) + 1 / 2O₂g) => CO (g)

Ņemiet vērā, kā C / O attiecību izmanto, lai aprakstītu dažādus oksīdus.

Oksīdu piemēri

Augšējais attēls atbilst kovalentajai oksīda struktūrai I₂O₅, visstabilākā joda forma. Ievērojiet tās vienkāršās un divkāršās saites, kā arī I un oxygens oficiālos apsūdzības sānos.

Halogēnoksīdus raksturo kovalents un ļoti reaktīvs, jo tādi ir O₂F₂ (F-O-O-F) un OF₂ (F-O-F). Hlora dioksīds, ClO₂, piemēram, tas ir vienīgais hlora oksīds, ko sintezē rūpnieciskajos svaros.

Tā kā halogēni veido kovalentus oksīdus, to "hipotētiskās" valences aprēķina vienādi, izmantojot elektroneitralitātes principu..

Pārejas metālu oksīdi

Papildus halogēna oksīdiem mums ir pārejas metālu oksīdi:

-CoO: kobalta oksīds (II); kobalta oksīds; u kobalta monoksīds.

-HgO: dzīvsudraba oksīds (II); dzīvsudraba oksīds; u dzīvsudraba monoksīds.

-Ag₂O: sudraba oksīds; sudraba oksīds; vai diplomātu monoksīds.

-Au₂O₃: zelta oksīds (III); aureus oksīds; vai dioro trioksīds.

Papildu piemēri

-B₂O₃: bora oksīds; borsoksīds; vai diboro trioksīds.

-Cl₂O₇: hlora oksīds (VII); perhloroksīds; dichlor-heptoxide.

-NO: slāpekļa oksīds (II); slāpekļa oksīds; slāpekļa monoksīds.

Atsauces

1. Shiver & Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija (ceturtais izdevums). Mc Graw kalns.
2. Metāli un nemetālu oksīdi. Noņemts no: chem.uiuc.edu
3. Bezmaksas ķīmija tiešsaistē. (2018). Oksīdi un ozons. No: freechemistryonline.com
4. Toppr. (2018). Vienkārši oksīdi. Ņemts no: toppr.com
5. Steven S. Zumdahl. (2018. gada 7. maijs). Oksīds. Encyclopediae Britannica. Ņemts no: britannica.com
6. Ķīmija LibreTexts. (2018. gada 24. aprīlis). Oksīdi Ņemts no: chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). Oksīdu piemēri. Saturs iegūts no: quimicas.net