OKSIDIT: NIMIKKEISTÖ, TYYPIT, OMINAISUUDET JA ESIMERKIT - KEMIA - 2026

Oksidit ovat perhe binary yhdisteitä, joissa vuorovaikutuksia elementin ja happi. Joten oksidilla on hyvin yleinen kaava tyyppiä EO, jossa E on mikä tahansa elementti.

Monista tekijöistä, kuten E: n elektronisesta luonteesta, sen ionisäteestä ja valensseista riippuen, voi muodostua erityyppisiä oksideja. Jotkut ovat hyvin yksinkertaisia, ja toiset, kuten Pb ₃ O ₄ (kutsutaan miniumiksi, arcazóniksi tai punaiseksi lyijyksi), sekoitetaan; ts. ne johtuvat useamman kuin yhden yksinkertaisen oksidin yhdistelmästä.

Punainen lyijy, kiteinen yhdiste, joka sisältää lyijyoksidia. Lähde: BXXXD, Wikimedia Commonsin kautta

Mutta oksidien monimutkaisuus voi mennä pidemmälle. On seoksia tai rakenteita, joihin useampi kuin yksi metalli voi toimia, ja joissa myös mittasuhteet eivät ole stökiometrisiä. Tapauksessa Pb ₃ O ₄, Pb / O-suhde on yhtä suuri kuin 3/4, ja jossa sekä osoittaja ja nimittäjä ovat kokonaislukuja.

Ei-stökiometrisissä oksidissa suhteet ovat desimaalilukuja. E _0,75 O _1,78 on esimerkki hypoteettisesta ei-stökiometrisestä oksidista. Tämä ilmiö esiintyy ns. Metallioksidien, etenkin siirtymämetallien (Fe, Au, Ti, Mn, Zn jne.) Kanssa.

On kuitenkin oksideja, joiden ominaisuudet ovat paljon yksinkertaisempia ja erotettavissa, kuten ioninen tai kovalenttinen luonne. Niissä oksidissa, joissa ioniominaisuus on vallitseva, ne koostuvat E ⁺ -kationeista ja O ^2- anioneista; ja ne, jotka ovat puhtaasti kovalenttisia, yksinkertaiset sidokset (E - O) tai kaksoissidokset (E = O).

Mikä sanelee oksidin ionisen luonteen, on E: n ja O: n välinen elektronegatiivisuusero. Kun E on erittäin sähköpositiivinen metalli, EO: lla on korkea ioninen luonne. Kun taas E on elektronegatiivinen, nimittäin ei-metalli, sen oksidi EO on kovalentti.

Tämä ominaisuus määrittelee monia muita oksideilla esiintyviä ominaisuuksia, kuten niiden kyky muodostaa emäksiä tai happoja vesiliuoksessa. Tästä eteenpäin tulevat ns. Emäksiset ja happooksidit. Ne, jotka eivät käyttäytyy kumpikaan näistä tai joilla päinvastoin osoittavat molemmat ominaisuudet, ovat neutraaleja tai amfoteerisia oksideja.

nimistö

Oksidien nimeämiseksi on kolme tapaa (jotka koskevat myös monia muita yhdisteitä). Nämä ovat oikeita riippumatta EO-oksidin ionisesta luonteesta, joten niiden nimissä ei sanota mitään sen ominaisuuksista tai rakenteista.

Systemaattinen nimikkeistö

Oksidien EO, E ₂ O, E ₂ O ₃ ja EO ₂ perusteella ensi silmäyksellä ei voida tietää, mikä niiden kemiallisten kaavojen takana on. Numerot kuitenkin osoittavat stökiometriset suhteet tai E / O-suhteen. Näistä numeroista voidaan antaa nimiä, vaikka ei ole määritelty, minkä valenssin mukaan se "toimii" E.

Sekä E: n että O: n atomien lukumäärät on merkitty kreikkalaisilla numerointiliitteillä. Tällä tavalla mono- tarkoittaa, että on vain yksi atomi; di-, kaksi atomia; tri-, kolme atomia ja niin edelleen.

Joten aikaisempien oksidien nimet systemaattisen nimikkeistön mukaan ovat:

- Monoxide E (EO).

- Monoxide ja di E (₂ O).

- Tri oksidi di E (₂ O ₃).

- Di oksidi E (EO ₂).

Sovellettaessa sitten tätä nimikettä Pb ₃ O _{4: lle}, joka on punainen oksidi ensimmäisessä kuvassa, meillä on:

Pb ₃ O ₄: tri- johtaa tetra oksidi.

Monien sekoitettujen oksidien tai korkeiden stökiometristen suhteiden suhteen on erittäin hyödyllistä käyttää systemaattista nimikkeistöä niiden nimeämiseen.

Osakemääräys

Valencia

Vaikka ei ole tiedossa mikä elementti on E, E / O-suhde riittää tietämään, mitä valenssia käytät oksidissasi. Miten? Elektroneutraalisuuden periaatteella. Tämä vaatii, että yhdisteen ionien varausten summan on oltava nolla.

Tämä tapahtuu olettamalla korkean ionin luonne mille tahansa oksidille. Siten, O on -2 maksu, koska se on O ^2-, ja E on edistettävä n + niin, että se neutraloi negatiivisten varausten oksidi anioni.

Esimerkiksi EO: ssa E-atomi toimii valenssilla +2. Miksi? Koska muuten se ei voi neutraloida maksu -2 ainoa O. E ₂: ta, E on valenssi +1, koska maksun +2 on jaettu kahden atomin E.

Ja E ₂ O ₃: ssa on ensin laskettava O: n aiheuttamat negatiiviset varaukset. Koska niitä on kolme, niin: 3 (-2) = -6. -6-varauksen neutraloimiseksi E: n vaaditaan lisäävän +6, mutta koska niitä on kaksi, +6 jaetaan kahdella, jolloin E: n valenssi on +3.

Mnemonisääntö

O: lla on aina -2-valenssi oksideissa (ellei se ole peroksidi tai superoksidi). Joten muotoninen sääntö E: n valenssin määrittämiseksi on yksinkertaisesti ottaa huomioon numeron, joka seuraa O.: n seurauksena. E: n toisaalta numerolla 2 on mukana, ja jos ei, se tarkoittaa yksinkertaistamista.

Esimerkiksi EO: ssa E: n valenssi on +1, koska vaikka sitä ei kirjoitettaisi, siinä on vain yksi. Ja EO _{2: lle}, koska E: tä ei ole 2, tapahtui yksinkertaistaminen, ja jotta se ilmestyisi, se on kerrottava 2. Täten kaavan tulee E ₂ O ₄ ja valenssi E on sitten +4.

Kuitenkin, tämä sääntö epäonnistuu jostain oksidien, kuten Pb ₃ O ₄. Siksi on aina tarpeen suorittaa neutraalisuuslaskelmat.

Mistä se koostuu

Kun E: n valenssi on saavutettu, varastonimikkeistö koostuu sen määrittämisestä suluissa ja roomalaisin numeroin. Kaikista nimikkeistöistä tämä on yksinkertaisin ja tarkin oksidejen elektronisten ominaisuuksien suhteen.

Jos E: llä sitä vastoin on vain yksi valenssi (joka löytyy jaksotaulusta), niin sitä ei määritetä.

Siksi oksidioksidille EO, jos E: llä on valenssia +2 ja +3, sitä kutsutaan: (E: n nimi) (II) oksidiksi. Mutta jos E: llä on vain valenssia +2, niin sen oksidia kutsutaan: oksideksi (E nimi).

Perinteinen nimikkeistö

Oksidien nimen mainitsemiseksi jälkiliitteet –ico tai –oso on lisättävä niiden latinankielisiin nimiin, suurempaa tai pienempää valenssia varten. Jos niitä on enemmän kuin kaksi, käytetään etuliitteitä –hipo pienimmälle ja –perhe suurimmalle kaikista.

Esimerkiksi lyijy toimii valenssien +2 ja +4 kanssa. PbO: ssa sen valenssi on +2, joten sitä kutsutaan: luumuoksidiksi. Kun taas PbO ₂ on nimeltään: lyijyoksidia.

Ja mitä Pb ₃ O ₄ kutsutaan kahden edellisen nimikkeistön mukaan? Sillä ei ole nimeä. Miksi? Koska Pb ₃ O ₄ itse koostuu seoksesta, 2; ts. punaisella kiinteällä aineella on kaksinkertainen PbO-konsentraatio.

Tästä syystä olisi väärin yrittää antaa Pb ₃ O ₄ -nimelle nimi, joka ei koostu järjestelmällisestä nimikkeistöstä tai suositusta slängistä.

Tyypit oksidit

Riippuen siitä, mikä jaksotaulukon E osa on ja sen vuoksi sen sähköisestä luonteesta, voidaan muodostaa yksi tai toinen oksidityyppi. Tästä seuraa useita kriteerejä, joiden perusteella heille voidaan antaa tyyppi, mutta tärkeimmät ovat ne, jotka liittyvät heidän happamuuteen tai emäksisyyteen.

Emäksiset oksidit

Emäksisille oksidille on tunnusomaista, että ne ovat ionisia, metallisia ja mikä tärkeintä, tuottaa emäksistä liuosta liuottamalla veteen. Jotta kokeellisesti voidaan määrittää, onko oksidi emäksinen, se on lisättävä astiaan, jossa on liuotettu vettä ja yleinen indikaattori. Ennen oksidin lisäämistä sen värin on oltava vihreä, pH-neutraali.

Kun oksidi on lisätty veteen, jos sen väri muuttuu vihreästä siniseksi, se tarkoittaa, että pH on muuttunut emäksiseksi. Tämä johtuu siitä, että se luo liukoisuuden tasapainon muodostuneen hydroksidin ja veden välillä:

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

Vaikka oksidi ei liukene veteen, vain pieni osa liukenee pH: n muuttamiseksi. Jotkut emäksiset oksidit ovat niin liukoisia, että ne tuottavat kaustisia hydroksideja, kuten NaOH ja KOH. Eli natrium- ja kaliumoksidit, Na ₂ O ja K ₂ O, ovat hyvin emäksisiä. Huomaa +1: n valenssi molemmille metalleille.

Happooksidit

Happamille oksidille on tunnusomaista se, että niissä on ei-metallista alkuainetta, ne ovat kovalenttisia ja tuottavat myös happamia liuoksia veden kanssa. Jälleen, sen happamuus voidaan tarkistaa yleisilmaisimella. Jos tällä kertaa lisättäessä oksidia veteen, sen vihreä väri muuttuu punertavaksi, niin se on happooksidi.

Mikä reaktio tapahtuu? Seuraava:

EO ₂ (s) + H ₂ O (l) => H ₂ EO ₃ (aq)

Esimerkiksi hapon oksidi, joka ei ole kiinteä, vaan kaasu, on CO ₂. Kun se liukenee veteen, se muodostaa hiilihappoa:

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

Samoin CO ₂ ei koostu O ^2- anioneista ja C4 + ^-kationeista, vaan pikemminkin kovalenttisten sidosten muodostamasta molekyylistä: O = C = O. Tämä on ehkä yksi suurimmista eroista emäksisten oksidien ja happojen välillä.

Neutraalit oksidit

Nämä oksidit eivät muuta veden vihreää väriä neutraalissa pH: ssa; toisin sanoen ne eivät muodosta hydroksidia tai happoja vesiliuoksessa. Jotkut niistä ovat: N ₂ O, NO ja CO. Kuten CO, heillä on kovalenttisia sidoksia, jotka voidaan havainnollistaa Lewisin rakenteilla tai millä tahansa sitoutumisteorialla.

Amfoteeriset oksidit

Toinen tapa luokitella oksideja riippuu siitä reagoivatko hapot vai eivät. Vesi on erittäin heikko happo (ja myös emäs), joten amfoteerisilla oksideilla ei ole "heidän kahta pintaansa". Näille oksideille on ominaista reagointi sekä happojen että emästen kanssa.

Esimerkiksi alumiinioksidi on amfoteerinen oksidi. Seuraavat kaksi kemiallista yhtälöä edustavat sen reaktiota happojen tai emästen kanssa:

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 on alumiinisulfaatti suola, ja NaAl (OH) _{4 on} kompleksi suola kutsutaan natrium tetrahydroxo aluminaatit.

Vetyoksidi, H ₂ O (vesi), on myös amfoteerinen, ja siitä käy ilmi sen ionisaatiotasapaino:

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

Sekoitetut oksidit

Sekoitetut oksidit ovat sellaisia, jotka koostuvat yhden tai useamman oksidin seoksesta samassa kiintoaineessa. Pb ₃ O ₄ on esimerkki niistä. Magnetiitti, Fe ₃ O ₄, on myös toinen esimerkki sekaoksidia. Fe ₃ O ₄ on seos, FeO: n ja Fe ₂ O ₃ 1: 1-suhteessa (toisin kuin Pb ₃ O ₄).

Seokset voivat olla monimutkaisempia, jolloin syntyy rikas valikoima oksidimineraaleja.

ominaisuudet

Oksidien ominaisuudet riippuvat niiden tyypistä. Oksidit voivat olla ionisia (E ^{n +} O ²), kuten CaO (Ca ²⁺ O ^2–), tai kovalenttisia, kuten SO ₂, O = S = O.

Tästä tosiasiasta ja taipumuksesta, että elementtien on reagoitava happojen tai emästen kanssa, jokaiselle oksidille kerätään useita ominaisuuksia.

Tämä heijastuu myös fysikaalisiin ominaisuuksiin, kuten sulamis- ja kiehumispisteisiin. Ionioksideilla on taipumus muodostaa kiteisiä rakenteita, jotka ovat hyvin lämmönkestäviä, joten niiden sulamispisteet ovat korkeat (yli 1000 ºC), kun taas kovalentit sulavat alhaisissa lämpötiloissa tai ovat jopa kaasuja tai nesteitä.

Kuinka ne muodostuvat?

Lähde: Pete Flickrin kautta

Oksidit muodostuvat, kun elementit reagoivat hapen kanssa. Tämä reaktio voi tapahtua yksinkertaisessa kosketuksessa happea sisältävien ilmakehien kanssa tai se vaatii lämpöä (kuten kevyempi liekki). Eli palaessaan esine reagoi hapen kanssa (niin kauan kuin sitä on ilmassa).

Jos otat esimerkiksi palan fosforia ja asetat sen liekkiin, se palaa ja muodostaa vastaavan oksidin:

4P (s) + 5O ₂ (g) => P ₄ O ₁₀ (s)

Tämän prosessin aikana jotkut kiinteät aineet, kuten kalsium, voivat palaa kirkkaalla, värikkällä liekillä.

Toinen esimerkki saadaan polttamalla puuta tai mitä tahansa orgaanista ainetta, jossa on hiiltä:

C (s) + O ₂ (g) => CO ₂ (g)

Mutta jos ei ole riittävästi happea, CO: muodostetaan sijasta CO ₂:

C (s) + 1 / 2O ₂ (g) => CO (g)

Huomaa, kuinka C / O-suhde kuvaa eri oksideja.

Esimerkkejä oksideista

Lähde: Yikrazuul, Wikimedia Commonsista

Yläkuva vastaa kovalenttisen oksidin I ₂ O _{5 rakennetta}, vakain, joka muodostaa jodia. Huomaa heidän yksin- ja kaksoissidokset, samoin kuin muodolliset I: n ja hapeiden varaukset sivuillaan.

Halogeenioksideille on ominaista kovalenttisuus ja erittäin reaktiivinen, samoin kuin tapaukset O ₂ F ₂ (FOOF) ja OF ₂ (FOF). Esimerkiksi klooridioksidi, esimerkiksi ClO ₂, on ainoa kloorioksidi, jota syntetisoidaan teollisessa mittakaavassa.

Koska halogeenit muodostavat kovalenttisia oksideja, niiden "hypoteettinen" valenssi lasketaan samalla tavalla elektroneutraalisuuden periaatteen kautta.

Siirtymämetallioksidit

Halogeenioksidien lisäksi on siirtymämetallioksideja:

-CoO: koboltti (II) oksidi; kobolttioksidi; u kobolttimonoksidia.

-HgO: elohopea (II) oksidi; elohopeaoksidi; u elohopeamonoksidia.

-Ag ₂ O: hopeaoksidia; hopeaoksidi; tai diplaattimonoksidi.

-Au ₂ O ₃: kulta (III) oksidi; aurinkoksidi; tai dioritrioksidi.

Muita esimerkkejä

-B ₂ O ₃: boorioksidia; boorioksidi; tai diboronitrioksidi.

-Cl ₂ O ₇: kloorioksidi (VII); perkloorioksidi; diklooriheptoksidi.

-NO: typpi (II) oksidi; Typpioksidi; typpimonoksidi.

Viitteet

1. Shiver ja Atkins. (2008). Epäorgaaninen kemia. (neljäs painos). Mc Graw Hill.
2. Metalli- ja ei-metalliset oksidit. Ostettu: chem.uiuc.edu
3. Ilmainen kemia verkossa. (2018). Oksidit ja otsoni. Otettu: freechemistryonline.com
4. Toppr. (2018). Yksinkertaiset oksidit. Otettu: toppr.com
5. Steven S. Zumdahl. (7. toukokuuta 2018). Oksidi. Encyclopediae Britannica. Otettu: britannica.com
6. Kemia LibreTexts. (24. huhtikuuta 2018). Oksideja. Otettu: chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). Esimerkkejä oksideista. Palautettu osoitteesta: quimicas.net