ОКСИДЫ: НОМЕНКЛАТУРА, ТИПЫ, СВОЙСТВА И ПРИМЕРЫ - ХИМИЯ - 2025

Эти оксиды представляют собой семейство бинарных соединений , в которых взаимодействие между элементом и кислородом. Итак, оксид имеет очень общую формулу типа EO, где E - любой элемент.

В зависимости от многих факторов, таких как электронная природа E, его ионный радиус и валентность, могут образовываться различные типы оксидов. Некоторые из них очень простые, а другие, такие как Pb ₃ O ₄ (называемые minium, arcazón или красный свинец), смешаны; то есть они возникают в результате комбинации более чем одного простого оксида.

Красный свинец, кристаллическое соединение, содержащее оксид свинца. Источник: BXXXD, через Wikimedia Commons.

Но сложность оксидов может пойти дальше. Существуют смеси или структуры, в которых может присутствовать более одного металла, а также в которых пропорции не являются стехиометрическими. В случае Pb ₃ O ₄ отношение Pb / O равно 3/4, в котором числитель и знаменатель являются целыми числами.

В нестехиометрических оксидах пропорции представляют собой десятичные числа. E _0,75 O _1,78 представляет собой пример гипотетического нестехиометрического оксида. Это явление происходит с так называемыми оксидами металлов, особенно с переходными металлами (Fe, Au, Ti, Mn, Zn и т. Д.).

Однако есть оксиды, характеристики которых намного проще и различимы, например, ионный или ковалентный характер. В тех оксидах, где преобладает ионный характер, они будут состоять из катионов E ⁺ и анионов O ^2– ; и чисто ковалентные, одинарные связи (E-O) или двойные связи (E = O).

Ионный характер оксида определяется разницей в электроотрицательности между E и O. Когда E является сильно электроположительным металлом, то EO будет иметь высокий ионный характер. Тогда как если E электроотрицательный, а именно неметалл, его оксид EO будет ковалентным.

Это свойство определяет многие другие свойства оксидов, например их способность образовывать основания или кислоты в водном растворе. Отсюда происходят так называемые основные и кислотные оксиды. Те, которые не ведут себя как ни один из этих двух, или, напротив, демонстрируют обе характеристики, являются нейтральными или амфотерными оксидами.

Номенклатура

Назвать оксиды можно тремя способами (которые применимы и ко многим другим соединениям). Они верны независимо от ионного характера оксида ЭО, поэтому их названия ничего не говорят о его свойствах или структурах.

Систематическая номенклатура

Учитывая оксиды EO, E ₂ O, E ₂ O ₃ и EO ₂ , на первый взгляд невозможно понять, что скрывается за их химическими формулами. Однако числа указывают стехиометрические отношения или соотношение Е / О. По этим числам им можно дать имена, даже если не указано, с какой валентностью он «работает» E.

Номера атомов для E и O обозначены греческими префиксами нумерации. Таким образом, моно означает, что существует только один атом; ди-, два атома; три-, три атома и так далее.

Итак, названия предыдущих оксидов по систематической номенклатуре следующие:

- Окись E (EO).

- Окись из - ди - Е (Е ₂ О).

- Три оксид ди Е (Е ₂ O ₃ ).

- Диоксид E (EO ₂ ).

Применяя затем эту номенклатуру для Pb ₃ O ₄ , красного оксида на первом изображении, мы имеем:

Pb ₃ O ₄ : три- свинца тетра оксида .

Для многих смешанных оксидов или с высокими стехиометрическими отношениями очень полезно использовать систематическую номенклатуру для их названия.

Номенклатура акций

Валенсия

Хотя неизвестно, какой элемент является E, отношения E / O достаточно, чтобы знать, какую валентность вы используете в своем оксиде. Как? По принципу электронейтральности. Для этого необходимо, чтобы сумма зарядов ионов в соединении равнялась нулю.

Это достигается путем предположения высокой ионной природы любого оксида. Таким образом, O имеет заряд -2, потому что это O ^2- , а E должен вносить n +, чтобы нейтрализовать отрицательные заряды оксидного аниона.

Например, в EO атом E работает с валентностью +2. Зачем? Потому что в противном случае он не смог бы нейтрализовать заряд -2 единственного O. Для E ₂ O E имеет валентность +1, так как заряд +2 должен быть разделен между двумя атомами E.

А в E ₂ O ₃ сначала необходимо вычислить отрицательные заряды, вносимые О. Поскольку их три, то: 3 (-2) = -6. Чтобы нейтрализовать заряд -6, E должны внести +6, но, поскольку их два, +6 делится на два, оставляя E с валентностью +3.

Мнемоническое правило

О всегда имеет валентность -2 в оксидах (если это не пероксид или супероксид). Таким образом, мнемоническое правило для определения валентности E состоит в том, чтобы просто принять во внимание число, которое сопровождает O. С другой стороны, E будет иметь число 2, сопровождающее его, а если нет, это означает, что произошло упрощение.

Например, в EO валентность E равна +1, потому что, даже если это не записано, есть только один O. А для EO ₂ , поскольку нет 2, сопровождающей E, было упрощение, и чтобы оно появилось, его нужно умножить на 2. Таким образом, формула становится E ₂ O _4, а валентность E равна +4.

Однако это правило не действует для некоторых оксидов, таких как Pb ₃ O ₄ . Следовательно, всегда необходимо проводить расчеты нейтральности.

Из чего он состоит

Как только валентность E оказывается под рукой, номенклатура акций состоит из ее указания в круглых скобках и с римскими цифрами. Из всех номенклатур это наиболее простая и точная в отношении электронных свойств оксидов.

Если E, с другой стороны, имеет только одну валентность (которую можно найти в периодической таблице), то она не указывается.

Таким образом, для оксида EO, если E имеет валентность +2 и +3, он называется: (название E) (II) оксид. Но если E имеет только валентность +2, то его оксид называется: (название E) оксид.

Традиционная номенклатура

Чтобы упомянуть название оксидов, к их латинским названиям необходимо добавить суффиксы –ico или –oso для большей или меньшей валентности. Если их больше двух, используются префиксы –hipo для наименьшего и –per для наибольшего из всех.

Например, свинец работает с валентностями +2 и +4. В PbO он имеет валентность +2, поэтому его называют свинцовым оксидом. При этом PbO ₂ называется оксидом свинца.

И как называется Pb ₃ O ₄ согласно двум предыдущим наименованиям? У него нет названия. Зачем? Поскольку Pb ₃ O ₄ фактически состоит из смеси 2; то есть красное твердое вещество имеет двойную концентрацию PbO.

По этой причине было бы неправильно пытаться дать Pb ₃ O ₄ название , не состоящее из систематической номенклатуры или популярного сленга.

Типы оксидов

В зависимости от того, какая часть периодической таблицы Е и, следовательно, от ее электронной природы, может быть образован тот или иной тип оксида. Из этого возникает множество критериев для присвоения им типа, но наиболее важными из них являются те, которые связаны с их кислотностью или основностью.

Основные оксиды

Основные оксиды характеризуются тем, что они ионные, металлические и, что более важно, образуют щелочной раствор путем растворения в воде. Чтобы экспериментально определить, является ли оксид основным, его необходимо добавить в емкость с водой и растворенным в ней универсальным индикатором. Его окраска перед добавлением оксида должна быть зеленой, с нейтральным pH.

Если после добавления оксида в воду его цвет изменится с зеленого на синий, это означает, что pH стал основным. Это потому, что он устанавливает баланс растворимости между образовавшимся гидроксидом и водой:

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

Хотя оксид не растворяется в воде, растворяется лишь небольшая часть, изменяя pH. Некоторые основные оксиды настолько растворимы, что образуют едкие гидроксиды, такие как NaOH и KOH. То есть оксиды натрия и калия, Na ₂ O и K ₂ O, являются очень основными. Обратите внимание на валентность +1 для обоих металлов.

Кислотные оксиды

Кислотные оксиды характеризуются наличием неметаллических элементов, ковалентны, а также образуют кислотные растворы с водой. Опять же, его кислотность можно проверить с помощью универсального индикатора. Если на этот раз при добавлении оксида в воду его зеленый цвет становится красноватым, значит, это оксид кислоты.

Какая реакция происходит? Следующий:

EO ₂ (s) + H ₂ O (l) => H ₂ EO ₃ (водн.)

Примером кислотного оксида, который является не твердым телом, а газом, является CO ₂ . Когда он растворяется в воде, он образует угольную кислоту:

CO ₂ (г) + H ₂ O (л) <=> H ₂ CO ₃ (водн.)

Точно так же CO ₂ состоит не из анионов O ^2- и катионов C ⁴⁺ , а из молекулы, образованной ковалентными связями: O = C = O. Это, пожалуй, одно из самых больших различий между основными оксидами и кислотами.

Нейтральные оксиды

Эти оксиды не изменяют зеленый цвет воды при нейтральном pH; то есть они не образуют гидроксиды или кислоты в водном растворе. Некоторые из них: N ₂ O, NO и CO. Как и CO, они имеют ковалентные связи, что можно проиллюстрировать структурами Льюиса или любой теорией связывания.

Амфотерные оксиды

Другой способ классификации оксидов зависит от того, реагируют ли они с кислотой. Вода - очень слабая кислота (и основание тоже), поэтому амфотерные оксиды не проявляют «двух граней». Эти оксиды реагируют как с кислотами, так и с основаниями.

Оксид алюминия, например, представляет собой амфотерный оксид. Следующие два химических уравнения представляют его реакцию с кислотами или основаниями:

Al ₂ O ₃ (тв.) + 3H ₂ SO ₄ (водн.) => Al ₂ (SO ₄ ) ₃ (водн.) + 3H ₂ O (l)

Al ₂ O ₃ (тв) + 2NaOH (водн.) + 3H ₂ O (l) => 2NaAl (OH) ₄ (водн.)

Al ₂ (SO ₄ ) ₃ представляет собой соль сульфата алюминия, а NaAl (OH) _{4 представляет} собой комплексную соль, называемую тетрагидроксоалюминатом натрия.

Оксид водорода H ₂ O (вода) также является амфотерным, о чем свидетельствует его ионизационный баланс:

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

Смешанные оксиды

Смешанные оксиды - это оксиды, которые состоят из смеси одного или нескольких оксидов в одном твердом веществе. Pb ₃ O ₄ является примером из них. Магнетит, Fe ₃ O ₄ , также является другим примером смешанного оксида. Fe ₃ O ₄ представляет собой смесь FeO и Fe ₂ O ₃ в соотношении 1: 1 (в отличие от Pb ₃ O ₄ ).

Смеси могут быть более сложными, создавая богатое разнообразие оксидных минералов.

Свойства

Свойства оксидов зависят от их типа. Оксиды могут быть ионными (E ^{n +} O ^2- ), как CaO (Ca ²⁺ O ^2– ), или ковалентными, как SO ₂ , O = S = O.

Исходя из этого факта, а также из-за того, что элементы должны реагировать с кислотами или основаниями, для каждого оксида собирается ряд свойств.

Кроме того, вышеуказанное отражается на физических свойствах, таких как точки плавления и кипения. Ионные оксиды имеют тенденцию образовывать кристаллические структуры, которые очень устойчивы к нагреванию, поэтому их точки плавления высоки (выше 1000 ° C), в то время как коваленты плавятся при низких температурах или даже представляют собой газы или жидкости.

Как они сформированы?

Источник: Пит через Flickr

Оксиды образуются при взаимодействии элементов с кислородом. Эта реакция может происходить при простом контакте с богатой кислородом атмосферой или требует тепла (например, от пламени зажигалки). То есть при горении предмета реагирует кислородом (пока он присутствует в воздухе).

Если вы, например, возьмете кусок фосфора и поместите его в огонь, он загорится и образует соответствующий оксид:

4P (s) + 5O ₂ (g) => P ₄ O ₁₀ (s)

Во время этого процесса некоторые твердые вещества, например кальций, могут гореть ярким разноцветным пламенем.

Другой пример - сжигание дерева или любого органического вещества, содержащего углерод:

C (т) + O ₂ (г) => CO ₂ (г)

Но если кислорода недостаточно, вместо СО ₂ образуется СО :

C (т) + 1 / 2O ₂ (г) => CO (г)

Обратите внимание на то, как отношение C / O служит для описания различных оксидов.

Примеры оксидов

Источник: Йикразуул, Wikimedia Commons

Верхнее изображение соответствует структуре ковалентного оксида I ₂ O ₅ , наиболее стабильного, образующего йод. Обратите внимание на их одинарные и двойные связи, а также формальные заряды I и кислорода на их сторонах.

Оксиды галогенов характеризуются своей ковалентностью и высокой реакционной способностью, как и O ₂ F ₂ (FOOF) и OF ₂ (FOF). Диоксид хлора, например , ClO ₂ , является единственным оксидом хлора, который синтезируется в промышленных масштабах.

Поскольку галогены образуют ковалентные оксиды, их «гипотетические» валентности рассчитываются таким же образом с использованием принципа электронейтральности.

Оксиды переходных металлов

Помимо оксидов галогенов, существуют оксиды переходных металлов:

-CoO: оксид кобальта (II); оксид кобальта; u окись кобальта.

-HgO: оксид ртути (II); оксид ртути; u окись ртути.

-Ag ₂ O: оксид серебра; оксид серебра; или диплом монооксида.

-Au ₂ O ₃ : оксид золота (III); оксид ауриновой кислоты; или триоксид диора.

Дополнительные примеры

-B ₂ O ₃ : оксид бора; оксид бора; или триоксид дибора.

-Cl ₂ O ₇ : оксид хлора (VII); оксид хлорной кислоты; дихлоргептоксид.

-NO: оксид азота (II); Оксид азота; оксид азота.

Ссылки

1. Шивер и Аткинс. (2008). Неорганическая химия. (Четвертое издание). Мак Гроу Хилл.
2. Оксиды металлов и неметаллов. Взято с: chem.uiuc.edu
3. Бесплатная химия онлайн. (2018). Оксиды и озон. Взято с: freechemistryonline.com
4. Toppr. (2018). Простые оксиды. Взято с: toppr.com
5. Стивен С. Зумдал. (7 мая 2018 г.). Окись. Encyclopediae Britannica. Взято с: britannica.com
6. Химия LibreTexts. (24 апреля 2018 г.). Оксиды. Взято с сайта chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). Примеры оксидов. Получено с: quimicas.net