OKSIDI: NOMENKLATURA, VRSTE, SVOJSTVA I PRIMJERI - KEMIJA - 2026

Su oksidi su familija binarnih spojeva gdje interakcije između elementa i kisika. Dakle, oksid ima vrlo općenitu formulu tipa EO, gdje je E bilo koji element.

Ovisno o mnogim čimbenicima, poput elektroničke prirode E, njegovog ionskog radijusa i valencije, mogu se formirati različite vrste oksida. Neki su vrlo jednostavni, a drugi, poput Pb ₃ O ₄ (zvani minium, arcazon ili crveni olovo) su pomiješani; to jest, oni nastaju kombinacijom više jednostavnih oksida.

Crveni olovo, kristalni spoj koji sadrži olovni oksid. Izvor: BXXXD, putem Wikimedia Commonsa

Ali složenost oksida može ići dalje. Postoje mješavine ili strukture u kojima može intervenirati više metala i gdje proporcije nisu stehiometrijske. U slučaju Pb ₃ O ₄, omjer Pb / O jednak je 3/4, od kojih su i brojnik i nazivnik cijeli brojevi.

U nestehiometrijskim oksidima udjeli su decimalni brojevi. E _0.75 O _1.78 je primjer hipotetičkog nestehtiometrijskog oksida. Taj se fenomen javlja s takozvanim metalnim oksidima, osobito s prijelaznim metalima (Fe, Au, Ti, Mn, Zn, itd.).

Međutim, postoje oksidi čije su karakteristike puno jednostavnije i diferenciranije, poput ionskog ili kovalentnog karaktera. U onim oksida gdje ionski karakter prevladava, oni se sastoje od E ⁺ kationa i O ^2- aniona; i one čisto kovalentne, jednostruke veze (E-O) ili dvostruke veze (E = O).

Ono što diktira ionski karakter oksida jest razlika u elektronegativnosti između E i O. Kada je E vrlo elektropozitivan metal, tada će EO imati visoki jonski karakter. Dok ako je E elektronegativan, naime nemetal, njegov oksid EO će biti kovalentan.

Ovo svojstvo definira mnoge druge izložene okside, poput njihove sposobnosti formiranja baza ili kiselina u vodenoj otopini. Odavde dolaze takozvani bazični i kiselinski oksidi. Oni koji se ne ponašaju ni jedno od drugo, ili koji naprotiv pokazuju oba svojstva, su neutralni ili amfoterni oksidi.

Nomenklatura

Postoje tri načina imenovanja oksida (koji se primjenjuju i na mnoge druge spojeve). Točne su vrijednosti bez obzira na ionski karakter EO oksida, pa njihova imena ne govore ništa o njegovim svojstvima ili strukturi.

Sustavna nomenklatura

S obzirom na okside EO, E ₂ O, E ₂ O ₃ i EO ₂, na prvi se pogled ne može znati što se krije iza njihovih kemijskih formula. Međutim, brojevi označavaju stehiometrijske omjere ili omjer E / O. Iz tih brojeva mogu im se dodijeliti imena čak i ako nije navedeno s kojom valentnošću E.

Brojevi atoma i za E i O označeni su grčkim brojevnim prefiksima. Na taj način, mono- znači da postoji samo jedan atom; di-, dva atoma; tri-, tri atoma i tako dalje.

Dakle, nazivi prethodnih oksida prema sustavnoj nomenklaturi su:

- Monoksid E (EO).

- monoksid od di E (E ₂ O).

- Tri oksid di E (E ₂ O ₃).

- Di oksid E (EO ₂).

Primjenjujući tada ovu nomenklaturu za Pb ₃ O ₄, crveni oksid na prvoj slici, imamo:

Pb ₃ O ₄: tri- olovni tetra oksid.

Za mnoge mješovite okside, ili s visokim stehiometrijskim omjerima, vrlo je korisno koristiti sustavnu nomenklaturu za njihovo imenovanje.

Nomenklatura dionica

Valencia

Iako nije poznato koji je element E, omjer E / O je dovoljan da biste znali kakvu valenciju koristite u svom oksidu. Kako? Po principu elektroneutralnosti. Ovo zahtijeva da zbroj naboja iona u spoju mora biti jednak nuli.

To se postiže pretpostavkom visokog jonskog karaktera za bilo koji oksid. Dakle, O ima naboj -2 jer je O ^2-, a E mora doprinijeti n + tako da neutralizira negativne naboje oksidnog aniona.

Na primjer, u EO atom E djeluje s valentnošću +2. Zašto? Jer u suprotnom ne bi mogao neutralizirati naboj -2 od jedinog O. Za E ₂ O, E ima valenciju +1, jer naboj +2 mora biti podijeljen između dva atoma E.

I u E ₂ O ₃, najprije treba izračunati negativne naboje koje je doprinio O. Budući da ih ima tri, tada je: 3 (-2) = -6. Da bi neutralizirali naboj od -6, E moraju dati svoj doprinos +6, ali s obzirom da ih ima dva, +6 je podijeljen s dva, ostavljajući E s valenom +3.

Memonsko pravilo

O uvijek ima -2 valenciju u oksidima (osim ako je peroksid ili superoksid). Dakle, mnemološko pravilo za određivanje valencije E jednostavno je uzeti u obzir broj koji prati O. E, s druge strane, imat će broj 2 koji je uz njega, a ako ne, to znači da je došlo do pojednostavljenja.

Na primjer, u EO-u je valentnost E-a +1, jer čak i ako nije napisana, postoji samo jedan O. A za EO ₂, budući da nema 2 koja prate E, došlo je do pojednostavljenja, i da bi se to moglo pojaviti, mora se pomnožiti s 2. Prema tome, formula postaje E ₂ o ₄ i valencija E je tada +4.

Međutim, ovo pravilo ne za neke oksida, kao što su Pb ₃ O ₄. Stoga je uvijek potrebno izvršiti proračune neutralnosti.

Od čega se sastoji

Jednom kada je valencija E blizu, nomenklatura dionica sastoji se od specificiranja unutar zagrada i s rimskim brojevima. Od svih nomenklatura ovo je najjednostavnija i najtačnija s obzirom na elektronička svojstva oksida.

Ako E, s druge strane, ima samo jednu valenciju (koja se može naći u periodičnoj tablici), tada ona nije navedena.

Dakle, za oksid EO ako E ima valenciju +2 i +3, naziva se: (ime E) (II) oksid. Ali ako E ima samo valentnost +2, tada se njegov oksid naziva: oksid (ime E).

Tradicionalna nomenklatura

Da bi se spomenulo ime oksida, sufiksi –ico ili –oso moraju biti dodani njihovim latinskim nazivima, za veće ili manje valencije. U slučaju da ih ima više, koriste se prefiksi –hipo, za najmanje i –per, za najveći od svih.

Na primjer, olovni radovi s valencijama +2 i +4. U PbO ima valenciju +2, pa se naziva: plumbous oxid. Dok se PbO ₂ naziva: olovni oksid.

A kako se naziva Pb ₃ O ₄ prema dvije prethodne nomenklature? Nema imena. Zašto? Jer Pb ₃ O ₄ zapravo sastoji od smjese 2; to jest, crvena kruta tvar ima dvostruku koncentraciju PbO.

Iz tog razloga bi bilo pogrešno pokušati dati ime Pb ₃ O ₄ koje se ne sastoji od sustavne nomenklature ili popularnog slenga.

Vrste oksida

Ovisno o tome koji je dio periodičke tablice E, a samim tim i njegova elektronička priroda, može se formirati jedna vrsta oksida ili druga. Iz tih više kriterija proizlazi da im se dodijeli vrsta, ali najvažniji su oni koji se odnose na njihovu kiselost ili osnovnost.

Osnovni oksidi

Za bazične okside karakteristično je da su ionski, metalni i što je još važnije, stvaranjem bazične otopine otapanjem u vodi. Da bi se eksperimentalno utvrdilo da li je oksid bazičan, treba ga dodati spremniku s vodom i univerzalnim indikatorom otopljenim u njemu. Njena boja prije dodavanja oksida mora biti zelena, pH neutralna.

Nakon što se vodi doda oksid, ako se njegova boja promijeni iz zelene u plavu, to znači da je pH postao osnovni. To je zato što uspostavlja ravnotežu topljivosti između formiranog hidroksida i vode:

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

Iako je oksid netopljiv u vodi, samo mali dio otapa se da promijeni pH. Neki osnovni oksidi su toliko topljivi da stvaraju kaustične hidrokside poput NaOH i KOH. To je, natrij i kalij oksida, Na ₂ O i K ₂ O, vrlo su osnovni. Imajte na umu valentnost +1 za oba metala.

Kiseli oksidi

Kiseli oksidi karakterizirani su nemetalnim elementima, kovalentni su i također stvaraju kisele otopine s vodom. Opet se njegova kiselost može provjeriti univerzalnim pokazateljem. Ako je ovaj put kad dodate oksid u vodu, njegova zelena boja postaje crvenkasta, tada je to kiselinski oksid.

Kakva se reakcija odvija? Sljedeći:

EO ₂ (s) + H ₂ O (l) => H ₂ EO ₃ (aq)

Primjer kiselog oksida, koji nije krutina, ali plin je CO ₂. Kad se otopi u vodi, stvara ugljičnu kiselinu:

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

Isto tako, CO ₂ ne sadrži O ^2- aniona i C ⁴⁺ kationa, a molekule tvore kovalentne veze: O = C = O. Ovo je možda jedna od najvećih razlika između bazičnih oksida i kiselina.

Neutralni oksidi

Ovi oksidi ne mijenjaju zelenu boju vode pri neutralnom pH; to jest, oni ne tvore hidrokside ili kiseline u vodenoj otopini. Neki od njih su: N ₂ O, NO i CO. Kao i CO, oni imaju kovalentne veze koje se mogu ilustrirati Lewisovim strukturama ili bilo kojom teorijom vezanja.

Amfoterični oksidi

Drugi način klasificiranja oksida ovisi o tome reagiraju li s kiselinom ili ne. Voda je vrlo slaba kiselina (i baza), tako da amfoterni oksidi ne pokazuju "svoja dva lica". Ti oksidi karakteriziraju reakciju s kiselinama i bazama.

Na primjer, aluminij oksid je amfoterni oksid. Sljedeće dvije kemijske jednadžbe predstavljaju njegovu reakciju s kiselinama ili bazama:

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

Al ₂ (SO ₄) ₃ je aluminij sulfat soli i NaAl (OH) _{4 je} složen sol naziva natrijev aluminat tetrahydroxo.

Vodik oksid, H ₂ O (voda), također amfoternog, a to pokazuje svoje ionizacije ravnoteže:

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

Mješoviti oksidi

Mješoviti oksidi su oni koji se sastoje od mješavine jednog ili više oksida u istoj krutini. Pb ₃ O ₄ je njihov primjer. Magnetit, Fe ₃ O ₄, je jedan primjer miješanog oksida. Fe ₃ O ₄ je smjesa FeO i Fe ₂ O ₃ u 1: 1 Omjeri (za razliku od Pb ₃ O ₄).

Smjese mogu biti složenije, stvarajući tako bogatu paletu oksidnih minerala.

Svojstva

Svojstva oksida ovise o njihovoj vrsti. Oksidi mogu biti ionski (E ^{n +} O ²), kao što su CaO (Ca ²⁺ O ^2-) ili, kao što je kovalentno tako ₂, O = S = O.

Iz te činjenice i iz sklonosti elemenata da reagiraju s kiselinama ili bazama, za svaki je oksid prikupljeno niz svojstava.

Također, gore navedeno odražava se na fizikalna svojstva poput tališta i vrelišta. Ionski oksidi imaju tendenciju stvaranja kristalnih struktura koje su vrlo otporne na toplinu, pa su njihove talište visoke (iznad 1000 ° C), dok se kovalenti rastope na niskim temperaturama, ili su čak plinovi ili tekućina.

Kako se formiraju?

Izvor: Pete preko Flickr-a

Oksidi nastaju kada elementi reagiraju s kisikom. Ova se reakcija može dogoditi jednostavnim kontaktom s atmosferom bogatom kisikom, ili joj je potrebna toplina (poput upaljača). Odnosno, kada gori predmet, reagira s kisikom (sve dok je prisutan u zraku).

Ako, primjerice, uzmete komad fosfora i stavite ga u plamen, on će izgorjeti i stvoriti će odgovarajući oksid:

4P (s) + 5O ₂ (g) => P ₄ O ₁₀ (s)

Tijekom ovog procesa neke čvrste tvari, poput kalcija, mogu izgarati jarkim, šarenim plamenom.

Drugi primjer je dobiven spaljivanjem drva ili bilo koje organske tvari s ugljikom:

C (i) + O ₂ (g) => CO ₂ (g)

Ali ako nema dovoljno kisika, umjesto CO ₂ nastaje CO:

C (s) + 1 / 2O ₂ (g) => CO (g)

Imajte na umu kako omjer C / O služi za opisivanje različitih oksida.

Primjeri oksida

Izvor: Autor Yikrazuul, iz Wikimedia Commons

Gornja slika odgovara strukturi kovalentna oksida I ₂ O ₅, koja je najstabilnija oblika joda. Primjetite njihove jednostruke i dvostruke veze, kao i formalne naboje I i kisika na njihovim stranama.

Halogene oksidi naznačen time što kovalentno i visoko reaktivan, kao što je slučaj O ₂ F ₂ (FOOF) i ₂ (Foruma). Klor dioksid, Cio ₂, na primjer, samo klor-oksid koji se sintetizira u industrijskom mjerilu.

Budući da halogeni formiraju kovalentne okside, njihove "hipotetičke" valencije izračunavaju se na isti način kroz princip elektroneutralnosti.

Prijelazni oksidi metala

Pored halogenih oksida, postoje oksidi prijelaznog metala:

-CoO: kobalt (II) oksid; kobaltov oksid; u kobaltni monoksid.

-HgO: živin (II) oksid; živin oksid; u živom monoksidu.

-Ag ₂ O: srebro oksid; srebrni oksid; ili omotač monoksida.

-Au ₂ O ₃: zlato (III) oksid; aurni oksid; ili dior trioksidom.

Dodatni primjeri

-B ₂ O ₃: bor oksida; borni oksid; ili diboronov trioksid.

Cl ₂ O ₇: klor oksid (VII); perklorni oksid; dikloro heptoksid.

-NO: dušični (II) oksid; Dušikov oksid; dušikov monoksid.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Neorganska kemija. (četvrto izdanje). Mc Graw Hill.
2. Metalni i nemetalni oksidi. Preuzeto iz: chem.uiuc.edu
3. Besplatna online kemija. (2018.). Oksidi i ozon. Preuzeto sa: freechemistryonline.com
4. Toppr. (2018.). Jednostavni oksidi. Preuzeto sa: toppr.com
5. Steven S. Zumdahl. (7. svibnja 2018.). Oksid. Encyclopediae Britannica. Preuzeto sa: britannica.com
6. Kemija LibreTexts. (24. travnja 2018.). Oksidi. Preuzeto sa: chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). Primjeri oksida. Oporavilo od: quimicas.net