OXIDOK: NÓMENKLATÚRA, TÍPUSOK, TULAJDONSÁGOK ÉS PÉLDÁK - KÉMIA - 2026

Az oxidok bináris vegyületek családját képezik, ahol az elem és az oxigén kölcsönhatásba lép. Tehát az oxidnak nagyon általános képlete van: EO, ahol E jelentése bármely elem.

Sok tényezőtől függően, például az E elektronikus természetétől, ionos sugárjától és vegyértékétől függően, különféle típusú oxidok képződhetnek. Egyesek nagyon egyszerűek, és mások, például a Pb ₃ O ₄ (nevezett minium, arcazón vagy vörös ólom) vegyesek; vagyis ezek egynél több egyszerű oxid kombinációjából származnak.

Vörös ólom, ólom-oxidot tartalmazó kristályos vegyület. Forrás: BXXXD, a Wikimedia Commonson keresztül

Az oxidok összetettsége azonban tovább menhet. Vannak olyan keverékek vagy szerkezetek, amelyekben egynél több fém beavatkozhat, és ahol az arányok szintén nem sztöchiometrikusak. Pb ₃ O ₄ esetén a Pb / O arány 3/4, amelyből mind a számláló, mind a nevező egész számok.

A nem sztöchiometrikus oxidokban az arányok tizedes számok. E _0,75 O _1,78 egy hipotetikus nem sztöchiometrikus oxid példája. Ez a jelenség az úgynevezett fém-oxidoknál fordul elő, különösen az átmeneti fémeknél (Fe, Au, Ti, Mn, Zn stb.).

Vannak azonban olyan oxidok, amelyek jellemzői sokkal egyszerűbbek és megkülönböztethetőbbek, például ionos vagy kovalens karakter. Azokban az oxidokban, ahol az ionos jelleg dominál, E ⁺ kationokból és O ^2– anionokból állnak; és tisztán kovalens, az egyes kötések (E - O) vagy kettős kötések (E = O).

Az oxid ionos karakterét az E és O közötti elektronegativitási különbség diktálja. Ha E nagyon elektropozitív fém, akkor az EO nagy ionerõsségû. Míg ha E elektronegatív, nevezetesen nem fémes, akkor az oxid EO kovalens lesz.

Ez a tulajdonság meghatározza az oxidok által kiváltott sok más tényezőt, például képességet bázisok vagy savak képzésére vizes oldatban. Innentől származnak az úgynevezett bázikus és savas oxidok. Azok, amelyek nem viselkednek úgy, mint a kettő egyike, vagy amelyek éppen ellenkezőleg mindkét tulajdonsággal rendelkeznek, semleges vagy amfoter oxidok.

Elnevezéstan

Az oxidok elnevezésének három módja van (amelyek sok más vegyületre is vonatkoznak). Ezek helyesek, függetlenül az EO-oxid ionos jellegétől, tehát a nevük nem mond semmit annak tulajdonságairól vagy szerkezetéről.

Rendszeres nómenklatúra

Mivel az oxidok EO, E ₂ O, E ₂ O ₃ és EO ₂, első pillantásra nem lehet tudni, hogy mi a hazugság mögött a kémiai képletek. A számok azonban a sztöchiometrikus arányokat vagy az E / O arányt jelzik. Ezekből a számokból nevek is kaphatók, még akkor is, ha nem határozzák meg, hogy milyen valenciájával "működik" E.

Az atomok számát mind az E, mind az O esetében a görög számozási előtagok jelölik. Ilyen módon mono- azt jelenti, hogy csak egy atom van; di-, két atom; tri-, három atom, és így tovább.

Tehát a korábbi oxidok neve a szisztematikus nómenklatúra szerint:

- monoxid E (EO).

- monoxid a di E (E ₂ O).

- Di E (E ₂ O ₃) tri- oxidja.

- Az E (EO ₂) di- oxidja.

Ha ezt a nómenklatúrát alkalmazzuk a Pb ₃ O _4-re, az első képen a vörös oxidra, akkor:

Pb ₃ O ₄: tri- ólom tetra -oxid.

Számos vegyes oxid esetében, vagy magas sztöchiometrikus aránnyal nagyon hasznos a szisztematikus nómenklatúrát használni.

Készlet-nómenklatúra

Valencia

Bár nem ismert, melyik elem az E, az E / O arány elegendő ahhoz, hogy megtudja, milyen valenciát használ az oxidjában. Hogyan? Az elektroneutralitás elve szerint. Ez megköveteli, hogy egy vegyületben az ionok töltéseinek összege nulla legyen.

Ez úgy történik, hogy feltételezzük, hogy az oxidok nagy iontartalmúak. Így, O van -2 töltést, mert O ^2-, és E kell járulnia n + úgy, hogy semlegesíti a negatív töltések az oxid anion.

Például, az EO-ban az E atom valenciával +2 működik. Miért? Mivel egyébként nem képes semlegesíteni az egyetlen O töltését -2. Az E ₂ O esetében valenciája +1, mivel a +2 töltést el kell osztani az E két atomja között.

És az E ₂ O ₃ -ban az O negatív töltéseit kell először kiszámítani, mivel ezek közül három van, akkor: 3 (-2) = -6. A -6 töltés semlegesítéséhez az E-knek hozzá kell járulniuk +6-hoz, de mivel ezek közül kettő van, a +6 osztva van kettővel, így E valenciája +3.

Mnemonikus szabály

Az O-nak mindig van -2 vegyértékű oxidja (kivéve, ha peroxid vagy szuperoxid). Tehát az E valenciájának meghatározására szolgáló mnemonikus szabály az, hogy egyszerűen csak az O-t kísérő számot veszik figyelembe. E-nek viszont a 2. számot kíséri, és ha nem, ez azt jelenti, hogy egyszerűsítés történt.

Például, az EO-ban az E valenciája +1, mert még ha nem is írják, csak egy O. És az EO _{2 esetében}, mivel nincs E-t kísérő 2, egyszerűsítés történt, és ahhoz, hogy megjelenjen, meg kell szorozni 2. Így a képlet E ₂ O ₄ -vé válik, és E valenciája ekkor +4.

Ez a szabály azonban egyes oxidok, például Pb ₃ O _{4 esetében} meghiúsul. Ezért mindig szükséges semlegességi számításokat végezni.

Miből áll ez?

Amint az E valenciája megérkezett, az állomány-nómenklatúra azt jelöli, zárójelben és római számokkal. Az összes nómenklatúra közül ez a legegyszerűbb és legpontosabb az oxidok elektronikus tulajdonságai tekintetében.

Ha E viszont csak egy valenciával rendelkezik (amely megtalálható a periódusos táblázatban), akkor nem határozza meg.

Tehát az EO-oxid esetében, ha E valenciája +2 és +3, ezt nevezzük: (E neve) (II) -oxidnak. De ha E csak valenciája +2, akkor az oxidját nevezik: az oxidja (E neve).

Hagyományos nómenklatúra

Az oxidok nevének megemlítéséhez a –ico vagy –oso utótagokat hozzá kell adni a latin nevekhez, a nagyobb vagy kisebb vegyületekhez. Ha kettőnél több van, akkor a legkisebb és a legfőbb előtagot kell használni.

Például az ólom +2 és +4 vegyértékértékkel működik. A PbO-ban annak valenciája +2, tehát úgy nevezik: plumbous oxid. Míg PbO ₂ nevezik: ólom-oxid.

És mi a két előző nómenklatúra szerint a Pb ₃ O ₄ ? Nincs neve. Miért? Mivel a Pb ₃ O ₄ valójában 2 keverékből áll; vagyis a vörös szilárd anyag kétszeres koncentrációjú PbO-t tartalmaz.

Ezért nem lenne helyénvaló megkísérelni Pb ₃ O _4-et nevezni olyan névnek, amely nem áll szisztematikus nómenklatúrából vagy népszlengből.

Az oxidok típusai

Attól függően, hogy az periodikus táblázat melyik része az, és ennek megfelelően elektronikus jellegétől függően, egy vagy több oxid képződik. Ebből több kritérium merül fel, hogy típust rendeljenek, de a legfontosabbak savasságukkal vagy lúgosságukkal kapcsolatosak.

Bázikus oxidok

A bázikus oxidokat az jellemzi, hogy ionosak, fémesek, és ami még fontosabb, ha bázikus oldatot képeznek vízben történő feloldással. Kísérletileg annak meghatározására, hogy az oxid bázikus-e, azt egy edénybe kell adni, amelynek vízben és az oldott univerzális indikátorban van. Színének az oxid hozzáadása előtt zöldnek kell lennie, a pH semleges.

Ha az oxidot hozzáadják a vízhez, ha színe zöldről kékre változik, ez azt jelenti, hogy a pH-érték bázissá vált. Ennek oka az, hogy megállapítja az oldhatóság egyensúlyát a képződött hidroxid és a víz között:

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

Noha az oxid vízben nem oldódik, csak egy kis része oldódik a pH megváltoztatásához. Néhány bázikus oxid annyira oldódik, hogy maró hatású hidroxidokat hoz létre, mint például NaOH és KOH. Vagyis a nátrium- és kálium-oxidok, Na ₂ O és K ₂ O nagyon bázikusak. Vegye figyelembe a +1 valenciáját mindkét fémen.

Savas oxidok

A savas oxidokat nemfémes elem jellemzi, kovalensek, és emellett savas oldatokat képeznek vízzel. Ismét savassága ellenőrizhető az univerzális mutatóval. Ha ezúttal az oxid hozzáadásakor a víz zöld színe vörösesvé válik, akkor ez savas oxid.

Milyen reakció zajlik? A következő:

EO ₂ (s) + H ₂ O (l) => H ₂ EO ₃ (aq)

Például egy savas oxidra, amely nem szilárd, hanem gáz, a CO ₂. Amikor vízben oldódik, szénsavat képez:

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

Hasonlóképpen, a CO ₂ nem áll O ^2- anionokból és ^{C4 +} kationokból, hanem egy molekulából, amelyet kovalens kötések alkotnak: O = C = O. Ez talán az egyik legnagyobb különbség a bázikus oxidok és savak között.

Semleges oxidok

Ezek az oxidok nem változtatják meg a víz zöld színét semleges pH mellett; vagyis nem képeznek hidroxidokat vagy savakat vizes oldatban. Néhány ezek közül: N ₂ O, NO és CO. Hasonlóan a CO-hoz, vannak kovalens kötéseik, amelyeket Lewis-struktúrák vagy a kötés bármely elmélete igazolnak.

Amfoter oxidok

Az oxidok osztályozásának másik módja attól függ, hogy savval reagálnak-e vagy sem. A víz nagyon gyenge sav (és egy bázis is), tehát az amfoter oxidok nem mutatják "két oldalukat". Ezeket az oxidokat mind a savakkal, mind a bázisokkal való reakciók jellemzik.

Az alumínium-oxid például egy amfoter oxid. A következő két kémiai egyenlet reprezentálja a savval vagy bázissal történő reakcióját:

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 az alumínium-szulfát-sót, és NaAl (OH) ₄ komplex sót az úgynevezett nátrium-tetrahidroxo-aluminát.

A hidrogén-oxid, a H ₂ O (víz) szintén amfoter, és ezt bizonyítja ionizációs egyensúlya:

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

Vegyes oxidok

Vegyes oxidok azok, amelyek egy vagy több oxid keverékéből állnak ugyanabban a szilárd anyagban. Pb ₃ O ₄ egy példa erre. A magnetit, a Fe ₃ O ₄, szintén példa a kevert oxidra. A Fe ₃ O ₄ a FeO és Fe ₂ O ₃ keveréke 1: 1 arányban (Pb ₃ O _4-től eltérően).

A keverékek összetettebbek lehetnek, ily módon az oxid ásványok gazdag változatosságát eredményezve.

Tulajdonságok

Az oxidok tulajdonságai típusuktól függnek. Az oxidok lehetnek ionos (E ^{n +} O ²), például CaO (Ca ²⁺ O ^2–), vagy kovalensek, mint például SO ₂, O = S = O.

Ebből a tényből és az elemek hajlandóságával reagálni savakkal vagy lúgokkal számos tulajdonságot gyűjtünk az egyes oxidokhoz.

A fentieket olyan fizikai tulajdonságok is tükrözik, mint például az olvadáspont és a forráspont. Az ionos oxidok általában olyan kristályos szerkezeteket képeznek, amelyek nagyon hőnek ellenállnak, tehát olvadáspontjuk magas (1000 ° C felett), míg a kovalensek alacsony hőmérsékleten olvadnak, vagy akár gázok vagy folyadékok.

Hogyan alakulnak ki?

Forrás: Pete a Flickr-en keresztül

Oxidok képződnek, amikor az elemek oxigénnel reagálnak. Ez a reakció akkor fordulhat elő, ha egyszerűen érintkezik az oxigénben gazdag légkörrel, vagy hőt igényel (például könnyebb lángot). Vagyis egy tárgy elégetésekor oxigénnel reagál (mindaddig, amíg jelen van a levegőben).

Ha például vesz egy darab foszfort, és beteszi a lángba, akkor az égni fog és képződik a megfelelő oxid:

4P (s) + 5O ₂ (g) => P ₄ O ₁₀ (s)

Ennek a folyamatnak a során néhány szilárd anyag, például a kalcium, fényes, színes lánggal éghet.

Egy másik példa fa vagy bármilyen széntartalmú szerves anyag égetésével nyerhető:

C (s) + O ₂ (g) => CO ₂ (g)

De, ha nincs elegendő oxigén, CO képződik helyett CO ₂:

C (s) + 1 / 2O ₂ (g) => CO (g)

Vegye figyelembe, hogy a C / O arány hogyan szolgálja a különféle oxidok leírását.

Példák oxidokra

Forrás: Yikrazuul, a Wikimedia Commonsból

A felső kép megfelel az I ₂ O ₅ kovalens oxid szerkezetének, amely a legstabilabb jódot képez. Jegyezzük meg az egy- és kettős kötésüket, valamint az oldalukon lévő I és oxigén formális töltéseit.

A halogén-oxidokat kovalens és erősen reakcióképes jellemzik, mint az O ₂ F ₂ (FOOF) és OF ₂ (FOF) esetekben. A klór-dioxid, CIO ₂, például az egyetlen klór-oxid-, hogy szintetizálódik ipari méretekben.

Mivel a halogének kovalens oxidokat képeznek, "hipotetikus" vegyértéküket ugyanúgy kiszámítják az elektroneutralitás elvén keresztül.

Átmeneti fém-oxidok

A halogén-oxidokon kívül vannak az átmeneti fém-oxidok:

-CoO: kobalt (II) -oxid; kobalt-oxid; u kobalt-monoxid.

-HgO: higany (II) -oxid; higany-oxid; u higanymonoxid.

-Ag ₂ O: ezüst-oxidot; ezüst-oxid; vagy dipilát-monoxid.

-Au ₂ O ₃: arany (III) oxid; aurikus oxid; vagy diór-trioxid.

További példák

-B ₂ O ₃: bór-oxid; bóroxid; vagy diboron-trioxid.

-Cl ₂ O ₇: klór-oxid (VII); perklórsav-oxid; diklór-heptoxid.

-NO: nitrogén (II) -oxid; Nitrogén-oxid; nitrogén-monoxid.

Irodalom

1. Shiver és Atkins. (2008). Szervetlen kémia. (negyedik kiadás). Mc Graw Hill.
2. Fém- és nemfémes oxidok. Forrás: chem.uiuc.edu
3. Ingyenes kémia Online. (2018). Oxidok és ózon. Forrás: freechemistryonline.com
4. Toppr. (2018). Egyszerű oxidok. Forrás: toppr.com
5. Steven S. Zumdahl. (2018. május 7.) Oxid. Encyclopediae Britannica. Forrás: britannica.com
6. Kémia LibreTexts. (2018. április 24.) Oxidokat. Forrás: chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). Példák az oxidokra. Helyreállítva: quimicas.net