OXIDER: NOMENKLATUR, TYPER, EGENSKABER OG EKSEMPLER - KEMI - 2025

De oxider er en familie af binære forbindelser, hvor interaktioner mellem elementet og oxygen. Så et oxid har en meget generel formel af typen EO, hvor E er ethvert element.

Afhængig af mange faktorer, såsom den elektroniske natur af E, dens ioniske radius og dens valenser, kan forskellige typer oxider dannes. Nogle er meget enkle, og andre, som Pb ₃ O ₄, (kaldet minium, arcazón eller rød bly) er blandet; de er resultatet af kombinationen af ​​mere end et enkelt oxid.

Rød bly, en krystallinsk forbindelse indeholdende blyoxid. Kilde: BXXXD, via Wikimedia Commons

Men kompleksiteten af ​​oxiderne kan gå længere. Der er blandinger eller strukturer, hvor mere end et metal kan gribe ind, og hvor proportioner heller ikke er støkiometriske. I tilfælde af Pb ₃ O ₄, Pb / O-forholdet er lig med 3/4, hvoraf både tælleren og nævneren er hele tal.

I ikke-støkiometriske oxider er andelene decimalantal. E _0,75 O _1,78 er et eksempel på et hypotetisk ikke-støkiometrisk oxid. Dette fænomen forekommer med de såkaldte metaloxider, især med overgangsmetaller (Fe, Au, Ti, Mn, Zn, etc.).

Der er imidlertid oxider, hvis egenskaber er meget enklere og differentierbare, såsom ionisk eller kovalent karakter. I de oxider, hvor den ioniske karakter dominerer, vil de være sammensat af E ⁺ kationer og O ^2– anioner; og disse rent kovalente, enkeltbindingerne (E - O) eller dobbeltbindinger (E = O).

Det, der dikterer et oxidets ioniske karakter, er elektronegativitetsforskellen mellem E og O. Når E er et meget elektropositivt metal, vil EO have en høj ionisk karakter. Mens E er elektronegativ, nemlig en ikke-metal, vil dens oxid EO være kovalent.

Denne egenskab definerer mange andre udstillet af oxider, såsom deres evne til at danne baser eller syrer i vandig opløsning. Herfra kommer de såkaldte basiske og sure oxider. De, der ikke opfører sig som en af ​​de to, eller som tværtimod viser begge egenskaber, er neutrale eller amfotere oxider.

nomenklatur

Der er tre måder at navngive oxider (der også gælder for mange andre forbindelser). Disse er korrekte uanset EO-oxidets ioniske karakter, så deres navne siger intet om dens egenskaber eller strukturer.

Systematisk nomenklatur

I betragtning af oxiderne EO, E ₂ O, E ₂ O ₃ og EO ₂ kan det ved første øjekast ikke vides, hvad der ligger bag deres kemiske formler. Tallene angiver imidlertid de støkiometriske forhold eller E / O-forholdet. Fra disse numre kan de få navne, selvom det ikke er specificeret med hvilken valence det "fungerer" E.

Antallet af atomer for både E og O er angivet med de græske nummerpræfikser. På denne måde betyder mono, at der kun er et atom; di-, to atomer; tri-, tre atomer osv.

Så navne på de foregående oxider i henhold til den systematiske nomenklatur er:

- Monoxid af E (EO).

- Monoxide af di E (E ₂ O).

- Tri oxid af di E (E ₂ O ₃).

- Di oxid af E (EO ₂).

Anvendelse af denne nomenklatur for Pb ₃ O ₄, det røde oxid i det første billede, vi har:

Pb ₃ O ₄: tri bly tetra oxid.

For mange blandede oxider eller med høje støkiometriske forhold er det meget nyttigt at bruge den systematiske nomenklatur til at navngive dem.

Bestandsnomenklatur

Valencia

Selvom det ikke vides, hvilket element der er E, er E / O-forholdet tilstrækkeligt til at vide, hvilken valens du bruger i dit oxid. Hvordan? Efter princippet om elektrononeutralitet. Dette kræver, at summen af ​​ladningerne for ionerne i en forbindelse skal være lig med nul.

Dette gøres ved at antage en høj ionisk karakter for ethvert oxid. Således har O en -2-ladning, fordi den er O ^2-, og E skal bidrage med n +, så det neutraliserer de negative ladninger af oxidanionen.

For eksempel fungerer E-atomet i EO med valence +2. Hvorfor? Fordi ellers kunne det ikke neutralisere ladningen -2 af den eneste O. For E ₂ O, E har valens +1, da ladningen +2 skal fordeles mellem de to atomer af E.

Og i E ₂ O ₃ skal de negative afgifter, som O bidrager med, først beregnes. Da der er tre af dem, så: 3 (-2) = -6. For at neutralisere ladningen -6 skal E'erne bidrage med +6, men da der er to af dem, er +6 divideret med to, hvilket efterlader E med en valens på +3.

Mnemonisk regel

O har altid en -2-valence i oxider (medmindre det er et peroxid eller superoxid). Så en mnemonisk regel til at bestemme E's valens er simpelthen at tage hensyn til det nummer, der ledsager O. E, på den anden side vil nummeret 2 ledsage det, og hvis ikke, betyder det, at der var en forenkling.

For eksempel, i EO er valensen af ​​E +1, fordi selvom det ikke er skrevet, der kun er en O. Og for EO ₂, da der ikke er nogen 2, der ledsager E, var der en forenkling, og for at den skal se skal den ganges med 2., formlen således bliver E ₂ O ₄ og valensen af E er derefter +4.

Denne regel mislykkes dog for nogle oxider, såsom Pb ₃ O ₄. Derfor er det altid nødvendigt at udføre neutralitetsberegninger.

Hvad består det af

Når E's valens er ved hånden, består bestandsnomenklaturen af ​​at specificere den inden for parenteser og med romertal. Af alle nomenklaturer er dette den enkleste og mest nøjagtige med hensyn til de elektroniske egenskaber ved oxider.

Hvis E på den anden side kun har en valence (som kan findes i den periodiske tabel), er den ikke specificeret.

For oxid EO, hvis E har valens +2 og +3, kaldes det således: (navn på E) (II) oxid. Men hvis E kun har valence +2, kaldes dens oxid: oxid af (navn på E).

Traditionel nomenklatur

For at nævne navnet på oxiderne skal suffikset –ico eller –oso tilføjes deres latinske navne for større eller mindre valenser. I tilfælde af at der er mere end to, bruges præfikserne –hipo, for de mindste og –per, for den største af alle.

For eksempel fungerer bly med valenser +2 og +4. I PbO har den en valens på +2, så det kaldes: vandig oxid. Mens PbO ₂ kaldes: blyoxid.

Og hvad er Pb ₃ O ₄ kaldet efter de to foregående nomenklaturer? Det har intet navn. Hvorfor? Fordi Pb ₃ O ₄ faktisk består af en blanding 2; det røde faste stof har en dobbelt koncentration af PbO.

Af denne grund ville det være forkert at prøve at give Pb ₃ O ₄ et navn, der ikke består af systematisk nomenklatur eller populær slang.

Typer af oxider

Afhængig af hvilken del af det periodiske skema E er, og derfor dets elektroniske karakter, kan der dannes en type oxid eller en anden. Fra denne flere kriterier opstår for at tildele dem en type, men de vigtigste er dem, der er relateret til deres surhed eller basalitet.

Grundlæggende oxider

Basiske oxider er kendetegnet ved at være ioniske, metalliske og vigtigere end generere en basisk opløsning ved opløsning i vand. For eksperimentelt at bestemme, om et oxid er basisk, skal det sættes til en beholder med vand og en universel indikator opløst i det. Dens farve, inden oxiden tilsættes, skal være grøn, pH-neutral.

Når først oxidet er tilsat vandet, hvis dets farve ændres fra grønt til blåt, betyder det, at pH er blevet basisk. Dette skyldes, at det opretter en opløselighedsbalance mellem det dannede hydroxid og vandet:

EO (s) + H ₂ O (l) => E (OH) ₂ (s) <=> E ²⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Selvom oxidet er uopløseligt i vand, opløses kun en lille portion for at ændre pH. Nogle basiske oxider er så opløselige, at de genererer kaustiske hydroxider som NaOH og KOH. Dvs. natrium- og kaliumsalte oxider, Na ₂ O og K ₂ O, er meget grundlæggende. Bemærk valensen af ​​+1 for begge metaller.

Syreoxider

Syreoxider er kendetegnet ved at have et ikke-metallisk element, er kovalente og genererer også sure opløsninger med vand. Igen kan dens surhedsgrad kontrolleres med den universelle indikator. Hvis denne gang, når du tilsætter oxidet til vandet, bliver dens grønne farve rødlig, er det et syreoxid.

Hvilken reaktion finder sted? Den næste:

EO ₂ (s) + H ₂ O (l) => H ₂ EO ₃ (aq)

Et eksempel på et syreoxid, som ikke er et fast stof, men en gas, er CO ₂. Når det opløses i vand, danner det kulsyre:

CO ₂ (g) + H ₂ O (l) <=> H ₂ CO ₃ (aq)

Ligeledes består CO ₂ ikke af O ^2- anioner og C4 ⁺ kationer, men snarere et molekyle dannet af kovalente bindinger: O = C = O. Dette er måske en af ​​de største forskelle mellem basiske oxider og syrer.

Neutrale oxider

Disse oxider ændrer ikke den grønne farve på vand ved neutral pH; det vil sige, de danner ikke hydroxider eller syrer i vandig opløsning. Nogle af dem er: N ₂ O, NO og CO. Ligesom CO har de kovalente bindinger, der kan illustreres ved Lewis-strukturer eller enhver teori om binding.

Amfotere oxider

En anden måde at klassificere oxider på afhænger af, om de reagerer med en syre eller ikke. Vand er en meget svag syre (og en base også), så amfoteriske oxider udviser ikke "deres to ansigter." Disse oxider er kendetegnet ved at reagere med både syrer og baser.

Aluminiumoxid er for eksempel et amfotert oxid. De følgende to kemiske ligninger repræsenterer dens reaktion med syrer eller baser:

Al ₂ O ₃ (s) + 3H ₂ SO ₄ (aq) => Al ₂ (SO ₄) ₃ (aq) + 3H ₂ O (l)

Al ₂ O ₃ (s) + 2NaOH (aq) + 3H ₂ O (l) => 2NaAl (OH) ₄ (aq)

Al ₂ (SO ₄) ₃ er aluminium sulfatsalt, og NaAl (OH) _{4 er} et komplekst salt kaldet natrium tetrahydroxo aluminat.

Hydrogen oxid, H ₂ O (vand), er også amfotert, og dette understreges af ionisering balance:

H ₂ O (l) <=> H ₃ O ⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Blandede oxider

Blandede oxider er dem, der består af blandingen af ​​en eller flere oxider i det samme faste stof. Pb ₃ O ₄ er et eksempel på dem. Magnetit Fe ₃ O ₄, er også et andet eksempel på et blandet oxid. Fe ₃ O ₄ er en blanding af FeO og Fe ₂ O ₃ i 1: 1 forhold (i modsætning Pb ₃ O ₄).

Blandingerne kan være mere komplekse, hvilket skaber en rig række af oxidmineraler.

Ejendomme

Egenskaberne ved oxider afhænger af deres type. Oxider kan være ioniske (E ^{n +} O ^2-), ligesom CaO (Ca ²⁺ O ^2–), eller kovalente, som SO ₂, O = S = O.

Fra denne kendsgerning og ud fra den tendens, at elementer er nødt til at reagere med syrer eller baser, opsamles et antal egenskaber for hvert oxid.

Ovenstående afspejles også i de fysiske egenskaber, såsom smelte- og kogepunkter. Ioniske oxider har en tendens til at danne krystallinske strukturer, der er meget modstandsdygtige over for varme, så deres smeltepunkter er høje (over 1000 ° C), mens kovalenter smelter ved lave temperaturer eller endda er gasser eller væsker.

Hvordan dannes de?

Kilde: Pete via Flickr

Oxider dannes, når elementer reagerer med ilt. Denne reaktion kan forekomme ved simpel kontakt med iltrige atmosfærer eller kræver varme (såsom en lettere flamme). Det vil sige, når man brænder et objekt, reagerer det med ilt (så længe det er til stede i luften).

Hvis du for eksempel tager et stykke fosfor og placerer det i flammen, vil det brænde og danne det tilsvarende oxid:

4P (s) + 5O ₂ (g) => P ₄ O ₁₀ (s)

Under denne proces kan nogle faste stoffer, såsom calcium, brænde med en lys, farverig flamme.

Et andet eksempel opnås ved at brænde træ eller et hvilket som helst organisk stof, der har kulstof:

C (s) + O ₂ (g) => CO ₂ (g)

Men hvis der ikke er tilstrækkelig ilt, dannes CO i stedet for CO ₂:

C (s) + 1 / 2O ₂ (g) => CO (g)

Bemærk, hvordan C / O-forholdet tjener til at beskrive forskellige oxider.

Eksempler på oxider

Kilde: Af Yikrazuul fra Wikimedia Commons

De øvre billede svarer til strukturen af den kovalente oxid I ₂ O ₅, den mest stabile som dannes iod. Bemærk deres enkelt- og dobbeltbinding såvel som de formelle ladninger af I og oxygener på deres sider.

Halogenoxider er kendetegnet ved at være kovalent og meget reaktive, som er de tilfælde af O ₂ F ₂ (foof) og AF ₂ (FOF). Chlordioxid, ClO ₂, er for eksempel det eneste chloroxid, der syntetiseres i industriel målestok.

Da halogener danner kovalente oxider, beregnes deres "hypotetiske" valenser på samme måde gennem elektroneutralitetsprincippet.

Overgangsmetalloxider

Foruden halogenoxiderne er der overgangsmetalloxider:

-CoO: cobalt (II) oxid; koboltoxid; u koboltmonoxid.

-HgO: kviksølv (II) oxid; kviksølvoxid; u kviksølvmonoxid.

-Ag ₂ O: sølvoxid; sølvoxid; eller diplomatmonoxid.

-Au ₂ O ₃: guld (III) oxid; aurisk oxid; eller dior trioxid.

Yderligere eksempler

-B ₂ O ₃: boroxid; boroxid; eller diborontrioxid.

-Cl ₂ O ₇: klor oxid (VII); perchloroxid; dichlorheptoxid.

-NO: nitrogen (II) oxid; Nitrogenoxid; nitrogenmonoxid.

Referencer

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (fjerde udgave). Mc Graw Hill.
2. Metal- og ikke-metaloxider. Taget fra: chem.uiuc.edu
3. Gratis kemi online. (2018). Oxider og ozon. Taget fra: freechemistryonline.com
4. Toppr. (2018). Enkle oxider. Taget fra: toppr.com
5. Steven S. Zumdahl. (7. maj 2018). Oxide. Encyclopediae Britannica. Taget fra: britannica.com
6. Kemi LibreTexts. (24. april 2018). Oxider. Taget fra: chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). Eksempler på oxider. Gendannet fra: quimicas.net