- Kjennetegn og egenskaper til en oksidsyre
- Hydroksylgrupper
- Sentralt atom
- Svovel for svovelsyre
- Syrestyrke
- Hvordan dannes oksidsyrer?
- Treningseksempler
- Metalliske oksidsyrer
- nomenklatur
- Beregning av valens
- Navngiv syren
- eksempler
- Oksidsyrer i gruppen av halogener
- VIA Group Oxacids
- Boroksoksider
- Karbonoksyre
- Kromoksydsyre
- Silisiumoksydsyre
- referanser
En oksidsyre eller oksosyre er en ternær syre sammensatt av hydrogen, oksygen og et ikke-metallisk element som utgjør det såkalte sentrale atomet. Avhengig av antall oksygenatomer, og derfor oksidasjonstilstandene til det ikke-metalliske elementet, kan det dannes forskjellige oksider.
Disse stoffene er rent uorganiske; Imidlertid kan karbon danne en av de mest kjente oksidsyrene: kullsyre, H 2 CO 3 . Som den kjemiske formelen alene viser, har den tre O, en C og to H-atomer.
Kilde: Pxhere
De to H-atomene i H 2 CO 3 frigjøres til miljøet som H + , noe som forklarer dets sure egenskaper. Oppvarming av en vandig løsning av kullsyre vil avgi en gass.
Denne gassen er karbondioksid, CO 2 , et uorganisk molekyl som stammer fra forbrenning av hydrokarboner og cellulær respirasjon. Hvis CO 2 ble returnert til vannbeholderen, ville H 2 CO 3 formes på nytt; derfor dannes oksosyre når et bestemt stoff reagerer med vann.
Denne reaksjonen observeres ikke bare for CO 2 , men for andre uorganiske kovalente molekyler som kalles syreoksider.
Oksidsyrer har et stort antall bruksområder, som er vanskelig å beskrive generelt. Bruken av den vil avhenge sterkt av sentrale atom og antall oksygener.
De kan brukes fra forbindelser for syntese av materialer, gjødsel og eksplosiver, til analytiske formål eller produksjon av brus; Som med karbonsyre og fosforsyre, H 3 PO 4 , som danner en del av sammensetningen av disse drikkevarer.
Kjennetegn og egenskaper til en oksidsyre
Kilde: Gabriel Bolívar
Hydroksylgrupper
En generisk HEO-formel for okssyre er vist på bildet over. Som det kan sees, har det hydrogen (H), oksygen (O) og et sentralt atom (E); som i tilfelle av kullsyre, er karbon, C.
Hydrogen i oksidsyrer er vanligvis festet til et oksygenatom og ikke til det sentrale atomet. Fosforsyre, H 3 PO 3 , representerer et spesielt tilfelle hvor ett av hydrogenatomene er bundet til fosforatomet; derfor er dens strukturelle formel best representert som (OH) 2 OPH.
Når det gjelder salpetersyre, HNO 2 , har den en HON = O-ryggrad, så den har en hydroksylgruppe (OH) som dissosierer for å frigjøre hydrogen.
Så en av hovedegenskapene til en oksysyre er ikke bare at den har oksygen, men at den også er til stede som en OH-gruppe.
På den annen side har noen oksidsyrer det som kalles en oksogruppe, E = O. Når det gjelder fosforsyre, har den en oksogruppe, P = O. De mangler H-atomer, så de er ikke "ansvarlige" for surhet.
Sentralt atom
Det sentrale atom (E) kan være eller ikke være et elektronegativt element, avhengig av dets plassering i p-blokken til det periodiske systemet. På den annen side tiltrekker oksygen, et element som er litt mer elektronegativt enn nitrogen, elektroner fra OH-bindingen; og tillater dermed frigjøring av H + -ionet .
E er derfor knyttet til OH-grupper. Når et H + -ion frigjøres, skjer ioniseringen av syren; det vil si at den anskaffer en elektrisk ladning, som i tilfelle er negativ. En oksidsyre kan frigjøre så mange H + -ioner som det er OH-grupper i strukturen; og jo mer det er, jo større er den negative ladningen.
Svovel for svovelsyre
Svovelsyre, polyprotisk, har molekylformelen H 2 SO 4 . Denne formelen kan også skrives som følger: (OH) 2 SO 2 , for å understreke at svovelsyre har to hydroksylgrupper knyttet til svovel, dets sentrale atom.
Reaksjonene ved ioniseringen er:
H 2 SO 4 => H + + HSO 4 -
Deretter frigjøres den andre H + fra den gjenværende OH-gruppen, saktere til en likevekt kan etableres:
HSO 4 - <=> H + + SO 4 2–
Den andre dissosiasjonen er vanskeligere enn den første, siden en positiv ladning (H + ) må skilles fra en dobbelt negativ ladning (SO 4 2- ).
Syrestyrke
Styrken til nesten alle oksidsyrer som har det samme sentrale atom (ikke metall) øker med økningen i oksidasjonstilstanden til det sentrale elementet; som igjen er direkte relatert til økningen i antall oksygenatomer.
For eksempel vises tre serier med oksysyrer, hvis surhetskrefter er bestilt fra minst til størst:
H 2 SO 3 <H 2 SO 4
HNO 2 <HNO 3
HClO <HClO 2 <HClO 3 <HClO 4
I de fleste oksidsyrer som har forskjellige elementer med samme oksidasjonstilstand, men som tilhører samme gruppe i det periodiske systemet, øker syrestyrken direkte med elektronegativiteten til sentralt atom:
H 2 SeO 3 <H 2 SO 3
H 3 PO 4 <HNO 3
HBrO 4 <HClO 4
Hvordan dannes oksidsyrer?
Som nevnt i begynnelsen, genereres oksisyre når visse stoffer, kalt syreoksider, reagerer med vann. Dette vil bli forklart ved å bruke det samme eksemplet for kullsyre.
CO 2 + H 2 O <=> H 2 CO 3
Syreoksid + vann => oksyre
Det som skjer er at H 2 O- molekylet binder kovalent til CO 2 -molekylet . Hvis vannet fjernes ved varme, flyttes likevekten til regenerering av CO 2 ; det vil si at en varm brus mister sin brusende følelse raskere enn en kald.
På den annen side dannes sure oksider når et ikke-metallisk element reagerer med vann; selv om, mer presist, når det reagerende element danner et oksyd med en kovalent karakter, hvis oppløsning i vann genererer H + -ioner .
Det har allerede blitt sagt at H + -ionene er produktet av ioniseringen av det resulterende oksysyre.
Treningseksempler
Klor oksid, Cl 2 O 5 , for å reagerer med vann, gir klorsyre:
Cl 2 O 5 + H 2 O => HClO 3
Svoveloksyd, SO 3 , reagerer med vann for å danne svovelsyre:
SO 3 + H 2 O => H 2 SO 4
Og periodisk oksyd, I 2 O 7 , reagerer med vann for å danne periodisk syre:
I 2 O 7 + H 2 O => HIO 4
I tillegg til disse klassiske mekanismene for dannelse av oksidsyrer, er det andre reaksjoner med samme formål.
F.eks. Reagerer fosfortriklorid, PCl 3 , med vann for å produsere fosforsyre, en oksidsyre, og saltsyre, en saltsyre.
PCl 3 + 3 H 2 O => H 3 PO 3 + HCl
Og fosforpentaklorid, PCl 5 , reagerer med vann for å gi fosforsyre og saltsyre.
PCL 5 + 4 H 2 O => H 3 PO 4 + HCl
Metalliske oksidsyrer
Noen overgangsmetaller danner sure oksider, det vil si at de løses opp i vann for å gi oksidsyrer.
Mangan (VII) oksyd (permangan vannfri) Mn 2 O 7 og krom (VI) oksyd er de mest vanlige eksempler.
Mn 2 O 7 + H 2 O => HMnO 4 (permangansyre)
CrO 3 + H 2 O => H 2 CrO 4 (kromsyre)
nomenklatur
Beregning av valens
For riktig å navngi en oksidsyre, må man begynne med å bestemme valens eller oksidasjonsnummer for det sentrale atomet E. Fra den generiske formelen HEO blir følgende vurdert
-O har valens -2
-Valensen til H er +1
Med dette i bakhodet er oksydet HEO nøytralt, så summen av ladningene til valensene må være lik null. Dermed har vi følgende algebraiske sum:
-2 + 1 + E = 0
E = 1
Derfor er valensen til E +1.
Da må vi ty til de mulige valensene E. kan ha. Hvis verdiene +1, +3 og +4 er blant dens valenser, "fungerer" så med sin laveste valens.
Navngiv syren
For å navngi HEO begynner du med å kalle det syre, etterfulgt av navnet E med suffikset –ico, hvis du jobber med høyest valens, eller –oso, hvis du jobber med lavest valens. Når det er tre eller flere, brukes prefiksene hypo- og per- for å referere til de minste og største valensene.
Dermed vil HEO bli kalt:
Hypo syre (E navn) bjørn
Siden +1 er den minste av de tre valensene. Og hvis det var HEO 2 , ville E ha valens +3 og bli kalt:
Syre (E-navn) bjørn
Og på samme måte for HEO 3 , med E som arbeider med valensen +5:
Syre (E-navn) ico
eksempler
En serie oksadesyrer med respektive nomenklatur er nevnt nedenfor.
Oksidsyrer i gruppen av halogener
Halogener griper inn ved å danne oksisyre med valensene +1, +3, +5 og +7. Klor, brom og jod kan danne 4 typer oksysyrer som tilsvarer disse valensene. Men det eneste oksidsyret som er laget av fluor er hypofluoro acid (HOF), som er ustabil.
Når et oksidsyre i gruppen bruker valensen +1, blir det navngitt som følger: hypoklorsyre (HClO); hypobromous acid (HBrO); hypoiodine acid (HIO); hypofluorosyre (HOF).
Med valensen +3 brukes ikke noe prefiks, og bare suffikset bjørnen brukes. Det er syrene klor (HClO 2 ), brom (HBrO 2 ) og jod (HIO 2 ).
Med valensen +5 brukes ikke noe prefiks, og bare suffikset ico brukes. Det er klor (HClO 3 ), brom (HBrO 3 ) og jod (HIO 3 ) syrer .
Når du arbeider med valens +7, brukes prefikset per og suffikset ico. Det er perklorsyre (HClO 4 ), perbromic (HBrO 4 ) og periodisk (HIO 4 ) syrer .
VIA Group Oxacids
De ikke-metale elementene i denne gruppen har de vanligste valensene -2, +2, +4 og +6, og danner tre oksidsyrer i de mest kjente reaksjonene.
Med valensen +2 brukes prefikset hik og suffikset bjørnen. Det er syrer hyposulfurous (H 2 SO 2 ), hyposelenious (H 2 SeO 2 ) and hypotelurous (H 2 TeO 2 ).
Med valensen +4 brukes ikke noe prefiks og suffikset bjørnen brukes. Det er svovelholdige syrer (H 2 SO 3 ), selenious (H 2 SeO 3 ) og tellurous (H 2 TeO 3 ).
Og når de jobber med valensen + 6, brukes ikke noe prefiks og suffikset ico blir brukt. Det er svovelsyrer (H 2 SO 4 ), selen (H 2 SeO 4 ) og tellur (H 2 TeO 4 ).
Boroksoksider
Bor har en valens på +3. Det er metabolske syrer (HBO 2 ), pyroboric (H 4 B 2 O 5 ) og orthoboric (H 3 BO 3 ). Forskjellen ligger i antall vann som reagerer med borsoksid.
Karbonoksyre
Karbon har valenser +2 og +4. Eksempler: med valens 2, karbonsyre (H 2 CO 2 ), og med valens 4, karbonsyre (H 2 CO 3 ).
Kromoksydsyre
Chromium har valenser +2, +4 og +6. Eksempler: med valens 2, hypochromic syre (H- 2 CrO 2 ); med valens 4, krom-syre (H- 2 CrO 3 ); og med valens 6, kromsyre (H- 2 CrO 4 ).
Silisiumoksydsyre
Silisium har valenser -4, +2 og +4. Man har metakiselsyre (H 2 SiO 3 ), og den pyrosilicic syre (H- 4 SiO 4 ). Legg merke til at i begge deler har Si en valens på +4, men forskjellen ligger i antall vannmolekyler som reagerte med dets syreoksyd.
referanser
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi. (8. utg.). CENGAGE Læring.
- Redaktør. (6. mars 2012). Formulering og nomenklatur av oksidsyrer. Gjenopprettet fra: si-educa.net
- Wikipedia. (2018). Oksysyre. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
- Steven S. Zumdahl. (2019). Oksysyre. Encyclopædia Britannica. Gjenopprettet fra: britannica.com
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (31. januar 2018). Vanlige oksosyreforbindelser. Gjenopprettet fra: thoughtco.com