OKSIDER: NOMENKLATUR, TYPER, EGENSKAPER OG EKSEMPLER - KJEMI - 2026

De oksyder er en familie av binære forbindelser hvor vekselvirkninger mellom elementet og oksygen. Så et oksid har en veldig generell formel av typen EO, der E er et hvilket som helst element.

Avhengig av mange faktorer, for eksempel den elektroniske naturen til E, dens ioniske radius og dens valenser, kan forskjellige typer oksider dannes. Noen er veldig enkle, og andre, som Pb ₃ O ₄ , (kalt minium, arcazón eller rød bly) er blandet; det vil si at de er resultatet av kombinasjonen av mer enn ett enkelt oksyd.

Rød bly, en krystallinsk forbindelse som inneholder blyoksyd. Kilde: BXXXD, via Wikimedia Commons

Men kompleksiteten til oksidene kan gå lenger. Det er blandinger eller strukturer der mer enn ett metall kan gripe inn, og hvor proporsjonene ikke er støkiometriske. I tilfelle av Pb ₃ O ₄ , Pb / O-forhold er lik 3/4, av hvilken både telleren og nevneren er hele tall.

I ikke-støkiometriske oksider er proporsjonene desimaltall. E _0,75 O _1,78 er et eksempel på et hypotetisk ikke-støkiometrisk oksyd. Dette fenomenet oppstår med de såkalte metalloksider, spesielt med overgangsmetaller (Fe, Au, Ti, Mn, Zn, etc.).

Imidlertid er det oksider hvis egenskaper er mye enklere og differensierbare, så som ionisk eller kovalent karakter. I de oksydene der den ioniske karakteren dominerer, vil de være sammensatt av E ⁺ kationer og O ^2– anioner ; og de rent kovalente, enkeltbindingene (E - O) eller dobbeltbindinger (E = O).

Det som dikterer det ioniske karakteren til et oksid er elektronegativitetsforskjellen mellom E og O. Når E er et veldig elektropositivt metall, vil EO ha en høy ionisk karakter. Mens E er elektronegativ, nemlig en ikke-metallisk, vil oksydet EO være kovalent.

Denne egenskapen definerer mange andre utstilt av oksider, så som deres evne til å danne baser eller syrer i vandig løsning. Herfra kommer de såkalte basiske oksider. De som ikke oppfører seg som en av de to, eller som tvert imot viser begge egenskapene, er nøytrale eller amfotere oksider.

nomenklatur

Det er tre måter å navngi oksider (som gjelder for mange andre forbindelser også). Disse er riktige uavhengig av den ioniske karakteren til EO-oksydet, så navnene deres sier ingenting om dens egenskaper eller strukturer.

Systematisk nomenklatur

Gitt oksydene EO, E ₂ O, E ₂ O ₃ og EO ₂ , kan det ved første øyekast ikke være kjent hva som ligger bak deres kjemiske formler. Tallene indikerer imidlertid de støkiometriske forhold eller E / O-forholdet. Fra disse tallene kan de få navn, selv om det ikke er spesifisert med hvilken valens det "fungerer" E.

Antallet atomer for både E og O er angitt med de greske nummereringsprefikser. På denne måten betyr mono- at det bare er ett atom; di-, to atomer; tri-, tre atomer, og så videre.

Så, navnene på de forrige oksydene i henhold til den systematiske nomenklaturen er:

- Monoksid av E (EO).

- Monoksid av di E (E ₂ O).

- Tri oksid av di E (E ₂ O ₃ ).

- Di oksid av E (EO ₂ ).

Når vi bruker denne nomenklaturen for Pb ₃ O ₄ , det røde oksydet i det første bildet, har vi:

Pb ₃ O ₄ : tri- bly tetra oksid .

For mange blandede oksider, eller med høye støkiometriske forhold, er det veldig nyttig å bruke den systematiske nomenklaturen for å navngi dem.

Bestandsnomenklatur

Valencia

Selv om det ikke er kjent hvilket element som er E, er E / O-forholdet nok til å vite hvilken valens du bruker i oksidet ditt. Hvordan? Etter prinsippet om elektronutralitet. Dette krever at summen av ladningene til ionene i en forbindelse må være lik null.

Dette gjøres ved å anta en høy ionisk karakter for ethvert oksyd. Dermed har O en -2 ladning fordi den er O ^2- , og E må bidra med n + slik at den nøytraliserer de negative ladningene til oksidanionen.

For eksempel, i EO fungerer E-atomet med valens +2. Hvorfor? For ellers ville det ikke være i stand til å nøytralisere -2-ladningen til den eneste O. For E ₂ O har E valens +1, siden +2-ladningen må deles mellom de to atomene i E.

Og i E ₂ O ₃ , må de negative kostnadene som O bidrar med først beregnes. Siden det er tre av dem, så: 3 (-2) = -6. For å nøytralisere ladningen -6 er E-ene pålagt å bidra med +6, men siden det er to av dem, er +6 delt med to, og etterlater E med en valens på +3.

Mnemonisk regel

O har alltid en -2 valens i oksider (med mindre det er et peroksyd eller superoksyd). Så en mnemonisk regel for å bestemme valens til E er ganske enkelt å ta hensyn til tallet som følger med O. E, derimot, vil ha nummer 2 som følger med det, og hvis ikke betyr det at det var en forenkling.

For eksempel, i EO er valensen til E +1, for selv om det ikke er skrevet, er det bare en O. Og for EO ₂ , siden det ikke er 2 som følger med E, var det en forenkling, og for at den skal se ut, må den multipliseres med 2. Dermed blir formelen E ₂ O ₄ og valensen til E er da +4.

Imidlertid mislykkes denne regelen for noen oksider, for eksempel Pb ₃ O ₄ . Derfor er det alltid nødvendig å utføre nøytralitetsberegninger.

Hva består den av

Når valens til E er tilgjengelig, består aksjenomenklaturen av å spesifisere den i parentes og med romertall. Av alle nomenklaturene er dette den enkleste og mest nøyaktige med hensyn til oksyders elektroniske egenskaper.

Hvis E derimot bare har en valens (som finnes i den periodiske tabellen), er den ikke spesifisert.

For oksid EO hvis E har valens +2 og +3, kalles det således: (navn på E) (II) oksid. Men hvis E bare har valens +2, kalles oksydet sitt: oksid av (navn på E).

Tradisjonell nomenklatur

For å nevne navnet på oksydene, må suffikset –ico eller –oso legges til deres latinske navn, for større eller mindre valenser. I tilfelle det er mer enn to, brukes prefiksene –hipo, for de minste og –per, for den største av alle.

For eksempel fungerer bly med valenser +2 og +4. I PbO har den en valens på +2, så det kalles: rikelig oksid. Mens PbO ₂ heter: blyoksid.

Og hva heter Pb ₃ O _{4 i} henhold til de to foregående nomenklaturene? Det har ikke noe navn. Hvorfor? Fordi Pb ₃ O ₄ faktisk består av en blanding 2; det vil si at det røde faste stoffet har en dobbel konsentrasjon av PbO.

Av denne grunn ville det være galt å prøve å gi Pb ₃ O ₄ et navn som ikke består av systematisk nomenklatur eller populær slang.

Typer oksider

Avhengig av hvilken del av det periodiske tabellen E er og følgelig dens elektroniske natur, kan en type oksyd eller en annen dannes. Fra dette oppstår flere kriterier for å tilordne dem en type, men de viktigste er de som er relatert til deres surhet eller basalitet.

Basiske oksider

Basiske oksider kjennetegnes ved å være ioniske, metalliske, og enda viktigere, generere en basisk løsning ved å oppløses i vann. For å eksperimentelt bestemme om et oksid er grunnleggende, må det tilsettes en beholder med vann og universalindikator oppløst i det. Fargen før tilsetningen av oksydet må være grønn, pH-nøytral.

Når oksydet er tilsatt vannet, hvis fargen endrer seg fra grønt til blått, betyr det at pH er blitt grunnleggende. Dette fordi det etablerer en løselighetsbalanse mellom det dannede hydroksid og vannet:

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

Selv om oksydet er uoppløselig i vann, løses bare en liten del for å endre pH. Noen basiske oksider er så oppløselige at de genererer kaustiske hydroksider som NaOH og KOH. Det vil si, natrium- og kaliumoksyder, Na ₂ O og K ₂ O, er meget enkel. Legg merke til valensen på +1 for begge metaller.

Syreoksider

Syreoksider kjennetegnes ved å ha et ikke-metallisk element, er kovalente og genererer også sure oppløsninger med vann. Igjen kan surheten kontrolleres med den universelle indikatoren. Hvis denne gangen når du legger til oksydet i vannet, blir den grønne fargen rødlig, er det et syreoksid.

Hvilken reaksjon finner sted? Den neste:

EO- ₂ (s) + H ₂ O (l) => H ₂ EO ₃ (aq)

Et eksempel på et syreoksyd, som ikke er et fast stoff, men en gass, er CO ₂ . Når den løses opp i vann, danner den kullsyre:

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

På samme måte består CO ₂ ikke av O ^2- anioner og C4 ⁺ kationer , men snarere et molekyl dannet av kovalente bindinger: O = C = O. Dette er kanskje en av de største forskjellene mellom basiske oksider og syrer.

Nøytrale oksider

Disse oksydene endrer ikke den grønne fargen på vann ved nøytral pH; det vil si at de ikke danner hydroksider eller syrer i vandig løsning. Noen av dem er: N ₂ O, NO og CO. I likhet med CO har de kovalente bindinger som kan illustreres ved Lewis-strukturer eller hvilken som helst teori om binding.

Amfotere oksider

En annen måte å klassifisere oksider avhenger av om de reagerer med en syre eller ikke. Vann er en veldig svak syre (og en base også), så amfotere oksider viser ikke "deres to ansikter." Disse oksydene er karakterisert ved å reagere med både syrer og baser.

For eksempel er aluminiumoksyd et amfotert oksyd. Følgende to kjemiske ligninger representerer reaksjonen 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) + 3 H ₂ O (l) => 2NaAl (OH) ₄ (aq)

Al ₂ (SO ₄ ) ₃ er aluminiumsulfatsalt, og NaAl (OH) _{4 er} et komplekst salt som kalles natrium tetrahydroxo aluminat.

Hydrogen oksid, H ₂ O (vann), er også amfotære, og dette vises ved dens ionisering balanse:

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

Blandede oksider

Blandede oksider er de som består av blandingen av en eller flere oksider i det samme faste stoffet. Pb ₃ O ₄ er et eksempel på dem. Magnetitt, Fe ₃ O ₄ , er også et annet eksempel på blandet oksyd. Fe ₃ O ₄ er en blanding av FeO og Fe ₂ O ₃ i 1: 1 forhold (i motsetning til Pb ₃ O ₄ ).

Blandingene kan være mer komplekse og dermed skape et rikt utvalg av oksydmineraler.

Egenskaper

Egenskapene til oksider avhenger av deres type. Oksider kan være ioniske (E ^{n +} O ^2- ), som CaO (Ca ²⁺ O ^2– ), eller kovalente, som SO ₂ , O = S = O.

Fra dette faktum, og fra tendensen til at elementer må reagere med syrer eller baser, samles et antall egenskaper for hvert oksyd.

Ovenstående gjenspeiles i de fysiske egenskapene som smelte- og kokepunkter. Ioniske oksider har en tendens til å danne krystallinske strukturer som er svært motstandsdyktige mot varme, så smeltepunktene deres er høye (over 1000 ºC), mens kovalenter smelter ved lave temperaturer, eller til og med er gasser eller væsker.

Hvordan blir de dannet?

Kilde: Pete via Flickr

Oksider dannes når elementer reagerer med oksygen. Denne reaksjonen kan skje ved enkel kontakt med oksygenrike atmosfærer, eller krever varme (for eksempel en lettere flamme). Det vil si at når du brenner en gjenstand reagerer den med oksygen (så lenge den er til stede i luften).

Hvis du for eksempel tar et stykke fosfor og legger det i flammen, vil det brenne og danne det tilsvarende oksydet:

4P (er) + 5O ₂ (g) => P ₄ O ₁₀ (s)

Under denne prosessen kan noen faste stoffer, som kalsium, brenne med en lys, fargerik flamme.

Et annet eksempel er oppnådd ved å brenne ved eller hvilket som helst organisk stoff som har karbon:

C (s) + O ₂ (g) => CO ₂ (g)

Men hvis det ikke er tilstrekkelig oksygen, dannes CO i stedet for CO ₂ :

C (s) + 1 / 2O ₂ (g) => CO (g)

Legg merke til hvordan C / O-forholdet tjener til å beskrive forskjellige oksider.

Eksempler på oksider

Kilde: Av Yikrazuul, fra Wikimedia Commons

Det øvre bildet tilsvarer strukturen til det kovalente oksydet I ₂ O ₅ , det mest stabile som danner jod. Legg merke til enkelt- og dobbeltbindingen, så vel som de formelle ladningene av I og oksygener på deres sider.

Halogenoksider er karakterisert ved å være kovalente og svært reaktive, i tilfelle av O ₂ F ₂ (FOOF) og OF ₂ (FOF). Klordioksid, ClO ₂ , er for eksempel det eneste kloroksydet som er syntetisert i industriell skala.

Fordi halogener danner kovalente oksider, beregnes deres "hypotetiske" valenser på samme måte gjennom prinsippet om elektronutralitet.

Overgangsmetalloksider

I tillegg til halogenoksider er det overgangsmetalloksider:

-CoO: kobolt (II) oksyd; koboltoksid; u koboltmonoksid.

-HgO: kvikksølv (II) oksyd; kvikksyreoksid; u kvikksølvmonoksid.

-Ag ₂ O: sølvoksyd; sølvoksid; eller diplomatmonoksid.

Au ₂ O ₃ : gull (III) oksyd; aurisk oksid; eller dior trioksid.

Ytterligere eksempler

-B ₂ O ₃ : boroksyd; boroksid; eller diboron trioksid.

-Cl ₂ O ₇ : klor-oksyd (VII); perkloroksid; diklorheptoksyd.

-NO: nitrogen (II) oksyd; Nitrogenoksid; nitrogenmonoksid.

referanser

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (fjerde utgave). Mc Graw Hill.
2. Metall- og ikke-metalliske oksider. Hentet fra: chem.uiuc.edu
3. Gratis kjemi online. (2018). Oksider og ozon. Hentet fra: freechemistryonline.com
4. Toppr. (2018). Enkle oksider. Hentet fra: toppr.com
5. Steven S. Zumdahl. (7. mai 2018). Oksid. Encyclopediae Britannica. Hentet fra: britannica.com
6. Kjemi LibreTexts. (24. april 2018). Oksider. Hentet fra: chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). Eksempler på oksider. Gjenopprettet fra: quimicas.net