- Egenskaber og egenskaber ved en oxidsyre
- Hydroxylgrupper
- Centralatom
- Svovl til svovlsyre
- Syrestyrke
- Hvordan dannes oxacids?
- Træningseksempler
- Metalliske oxider
- nomenklatur
- Beregning af valens
- Navngiv syren
- eksempler
- Oxyrer i gruppen af halogener
- VIA-gruppe oxider
- Boroxoxider
- Kulstofsyrer
- Chromoxidsyrer
- Siliciumoxacider
- Referencer
En oxidsyre eller oxoidsyre er en ternær syre sammensat af brint, ilt og et ikke-metallisk element, der udgør det såkaldte centrale atom. Afhængigt af antallet af oxygenatomer og derfor oxidationstilstande for det ikke-metalliske element kan der dannes forskellige oxyrer.
Disse stoffer er rent uorganiske; dog kan carbon danne en af de bedst kendte oxider: kulsyre, H 2 CO 3. Som dets kemiske formel alene viser, har den tre O, en C og to H-atomer.
Kilde: Pxhere
De to H-atomer af H 2 CO 3 frigives til miljøet som H +, hvilket forklarer dens sure egenskaber. Opvarmning af en vandig opløsning af kullsyre afgiver en gas.
Denne gas er kuldioxid, CO 2, et uorganisk molekyle, der stammer fra forbrænding af carbonhydrider og cellulær respiration. Hvis CO 2 blev returneret til vandbeholderen, ville H 2 CO 3 omformes; derfor dannes oxosyre, når et bestemt stof reagerer med vand.
Denne reaktion observeres ikke kun for CO 2, men for andre uorganiske kovalente molekyler kaldet syreoxider.
Oxidsyrer har et stort antal anvendelser, som er vanskelige at beskrive generelt. Dets anvendelse vil i høj grad afhænge af det centrale atom og antallet af oxygener.
De kan bruges fra forbindelser til syntese af materialer, gødning og sprængstoffer til analytiske formål eller produktion af læskedrikke; Som med kulsyre og phosphorsyre, H 3 PO 4, udgør en del af sammensætningen af disse drikkevarer.
Egenskaber og egenskaber ved en oxidsyre
Kilde: Gabriel Bolívar
Hydroxylgrupper
En generisk HEO-formel til oxidsyrer er vist på billedet ovenfor. Som det kan ses, har det hydrogen (H), ilt (O) og et centralt atom (E); som for kulsyre er carbon, C.
Brint i oxidsyrer er normalt bundet til et iltatom og ikke til det centrale atom. Phosphorsyrling, H 3 PO 3, betegner et særligt tilfælde, hvor et af hydrogenerne er forbundet med phosphoratomet; derfor er dens strukturelle formel bedst repræsenteret som (OH) 2 OPH.
Selv om salpetersyre, HNO 2, har en HON = O-rygrad, så den har en hydroxylgruppe (OH), der dissocierer for at frigive brint.
Så en af de vigtigste egenskaber ved en oxidsyre er ikke kun, at den har ilt, men at den også er til stede som en OH-gruppe.
På den anden side har nogle oxidsyrer, hvad der kaldes en oxogruppe, E = O. For fosforsyre har den en oxogruppe, P = O. De mangler H-atomer, så de er ikke "ansvarlige" for surhedsgrad.
Centralatom
Det centrale atom (E) er muligvis ikke et elektronegativt element afhængigt af dets placering i p-blokken i den periodiske tabel. På den anden side tiltrækker ilt, et element lidt mere elektronegativt end nitrogen, elektroner fra OH-bindingen; hvilket tillader frigivelse af H + -ionen.
E er derfor knyttet til OH-grupper. Når en H + -ion frigives, sker ioniseringen af syren; det vil sige, at den får en elektrisk ladning, som i dets tilfælde er negativ. En oxidsyre kan frigive så mange H + -ioner, som der er OH-grupper i dens struktur; og jo flere der er, jo større er den negative ladning.
Svovl til svovlsyre
Svovlsyre, polyprotisk, har den molekylære formel H 2 SO 4. Denne formel kan også skrives som følger: (OH) 2 SO 2, at understrege, at svovlsyre har to hydroxylgrupper bundet til svovl, dets centrale atom.
Reaktionerne ved dens ionisering er:
H 2 SO 4 => H + + HSO 4 -
Derefter frigøres den anden H + fra den resterende OH-gruppe, langsommere, indtil der kan etableres en ligevægt:
HSO 4 - <=> H + + SO 4 2–
Den anden dissociation er vanskeligere end den første, da en positiv ladning (H +) skal adskilles fra en dobbelt negativ ladning (SO 4 2-).
Syrestyrke
Styrken af næsten alle oxider, der har det samme centrale atom (ikke metal) øges med stigningen i oxidationstilstanden for det centrale element; hvilket igen er direkte relateret til stigningen i antallet af iltatomer.
For eksempel vises tre serier af oxidsyrer, hvis surhedsstyrker er ordnet fra mindst til størst:
H 2 SO 3 <H 2 SO 4
HNO 2 <HNO 3
HClO <HClO 2 <HClO 3 <HClO 4
I de fleste oxidsyrer, der har forskellige elementer med den samme oxidationstilstand, men som hører til den samme gruppe i den periodiske tabel, øges syrestyrken direkte med elektronegativiteten af det centrale atom:
H 2 SeO 3 <H 2 SO 3
H 3 PO 4 <HNO 3
HBrO 4 <HCIO 4
Hvordan dannes oxacids?
Som nævnt i begyndelsen genereres oxider, når visse stoffer, kaldet syreoxider, reagerer med vand. Dette vil blive forklaret under anvendelse af det samme eksempel til kulsyre.
CO 2 + H 2 O <=> H 2 CO 3
Syreoxid + vand => oxyre
Hvad der sker, er, at H 2 O molekyle kovalent binder med CO 2 molekyle. Hvis vandet fjernes ved varme, flyttes ligevægten til regenereringen af CO 2; det vil sige, at en varm soda mister sin brusende fornemmelse hurtigere end en kold.
På den anden side dannes sure oxider, når et ikke-metallisk element reagerer med vand; skønt mere præcist, når det reagerende element danner et oxid med en kovalent karakter, hvis opløsning i vand genererer H + -ioner.
Det er allerede sagt, at H + -ionerne er produktet af ioniseringen af det resulterende oxidsyre.
Træningseksempler
Chlorholdige oxid, Cl 2 O 5, reagerer med vand til opnåelse af chlorsyre:
Cl 2 O 5 + H 2 O => HCIO 3
Svovlsyre, SO 3, reagerer med vand til dannelse af svovlsyre:
SO 3 + H 2 O => H 2 SO 4
Og periodisk oxid, I 2 O 7, reagerer med vand for at danne periodisk syre:
I 2 O 7 + H 2 O => HIO 4
Ud over disse klassiske mekanismer til dannelse af oxider er der andre reaktioner med det samme formål.
F.eks. Reagerer phosphortrichlorid, PCI 3, med vand til dannelse af phosphorsyre, en oxidsyre og saltsyre, en saltsyre.
PCl 3 + 3H 2 O => H 3 PO 3 + HCI
Og phosphor-pentachlorid, PCl 5, reagerer med vand for at give fosforsyre og saltsyre.
PCl 5 + 4 H 2 O => H 3 PO 4 + HCI
Metalliske oxider
Nogle overgangsmetaller danner sure oxider, det vil sige, de opløses i vand for at give oxider.
Mangan (VII) oxid (permangansyre vandfrit) Mn 2 O 7 og chrom (VI) oxid er de mest almindelige eksempler.
Mn 2 O 7 + H 2 O => HMnO 4 (permangansyre)
CrO 3 + H 2 O => H 2 CrO 4 (chromsyre)
nomenklatur
Beregning af valens
For korrekt at navngive en oxidsyre, skal vi starte med at bestemme valens eller oxidationsnummer for det centrale atom E. Fra den generiske formel HEO betragtes følgende:
-O har valence -2
-Valensen af H er +1
Med dette i tankerne er oxidsyret HEO neutralt, så summen af ladningerne på valenserne skal være lig med nul. Vi har således følgende algebraiske sum:
-2 + 1 + E = 0
E = 1
Derfor er valensen af E +1.
Derefter skal man ty til de mulige valenser, som E. kan have. Hvis værdierne +1, +3 og +4 er blandt dens valenser, så "arbejder E" med sin laveste valens.
Navngiv syren
For at navngive HEO starter du med at kalde det syre, efterfulgt af navnet på E med suffikset –ico, hvis du arbejder med den højeste valens, eller –oso, hvis du arbejder med den laveste valens. Når der er tre eller flere, bruges præfikset hypo- og per- til at henvise til de mindste og største valenser.
HEO ville således blive kaldt:
Hypo syre (E navn) bjørn
Da +1 er den mindste af dens tre valenser. Og hvis det var HEO 2, ville E have valence +3 og ville blive kaldt:
Syre (E-navn) bjørn
Og på samme måde for HEO 3, hvor E arbejder med valensen +5:
Syre (E-navn) ico
eksempler
En række oxidsyrer med deres respektive nomenklaturer er nævnt nedenfor.
Oxyrer i gruppen af halogener
Halogener griber ind ved at danne oxider med valenserne +1, +3, +5 og +7. Chlor, brom og iod kan danne 4 typer oxidsyrer svarende til disse valenser. Men den eneste oxyre, der er fremstillet af fluor, er hypofluorosyre (HOF), som er ustabil.
Når en oxidsyre i gruppen bruger valensen +1, kaldes den som følger: hypochlorsyre (HClO); hypobromøs syre (HBrO); hypoiodinsyre (HIO); hypofluorosyre (HOF).
Med valensen +3 bruges ingen præfiks, og kun suffixbjørnen bruges. Der er syrerne chlorsyrling (HCIO 2), bromous (HBrO 2), og iod (HIO 2).
Med valensen +5 bruges ingen præfiks, og kun suffikset ico bruges. Der er chlor- (HCIO 3), bromsyre (HBrO 3) og iodic (HIO 3) syrer.
Når man arbejder med valensen +7, bruges præfikset pr og suffikset ico. Der er perchlorsyre (HCIO 4), perbromic (HBrO 4) og periodisk (HIO 4) syrer.
VIA-gruppe oxider
De ikke-metale elementer i denne gruppe har de mest almindelige valenser -2, +2, +4 og +6 og danner tre oxidsyrer i de mest kendte reaktioner.
Med valensen +2 bruges præfikset hik og suffikset bjørnen. Der er syrerne hyposulfurous (H 2 SO 2), hyposelenious (H 2 SeO 2) and hypotelurous (H 2 TeO 2).
Med valensen +4 bruges ingen præfiks, og suffikset bjørnen bruges. Der er svovlholdige syrer (H 2 SO 3), selensyrling (H 2 SeO 3) og tellurous (H 2 Teo 3).
Og når de arbejder med valensen + 6, bruges ingen præfiks, og suffikset ico bruges. Der er svovlsyre (H 2 SO 4), selensyre (H 2 SeO 4) og tellursyre (H 2 Teo 4).
Boroxoxider
Bor har en valence på +3. Der er metabolske syrer (HBO 2), pyroborinsyre (H 4 B 2 O 5) og orthoborisk (H 3 BO 3). Forskellen er i antallet af vand, der reagerer med boreoxid.
Kulstofsyrer
Carbon har valenser +2 og +4. Eksempler: med valensen +2, carbonholdigt syre (H 2 CO 2), og med valens 4, kulsyre (H 2 CO 3).
Chromoxidsyrer
Krom har valenser +2, +4 og +6. Eksempler: med valens 2, hypokrom syre (H 2 CrO 2); med valens 4, chromochlorid syre (H 2 CrO 3); og med valens 6, chromsyre (H 2 CrO 4).
Siliciumoxacider
Silicium har valenser -4, +2 og +4. Du har metasilicic syre (H 2 SiO 3), og pyrosilicic syre (H 4 SiO 4). Bemærk, at i begge har Si en valens på +4, men forskellen ligger i antallet af vandmolekyler, der reagerede med dets syreoxid.
Referencer
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8. udgave). CENGAGE Læring.
- Editor. (6. marts 2012). Formulering og nomenklatur af oxider. Gendannes fra: si-educa.net
- Wikipedia. (2018). Oxysyren. Gendannet fra: en.wikipedia.org
- Steven S. Zumdahl. (2019). Oxysyren. Encyclopædia Britannica. Gendannes fra: britannica.com
- Helmenstine, Anne Marie, ph.d. (31. januar 2018). Almindelige oxoidsyreforbindelser. Gendannes fra: thoughtco.com