ОКСИДИ: НОМЕНКЛАТУРА, ВИДИ, ВЛАСТИВОСТІ ТА ПРИКЛАДИ - ХІМІЯ - 2026

Ці оксиди являють собою сімейство бінарних сполук , в яких взаємодія між елементом і киснем. Отже, оксид має дуже загальну формулу типу EO, де E - будь-який елемент.

Залежно від багатьох факторів, таких як електронна природа Е, його іонний радіус та валентність, можуть утворюватися різні типи оксидів. Деякі дуже прості, а інші, як Pb ₃ O ₄ (називається minium, arcazón або червоний свинець) змішані; тобто вони є результатом комбінації більш ніж одного простого оксиду.

Червоний свинець, кристалічна сполука, що містить оксид свинцю. Джерело: BXXXD, через Wikimedia Commons

Але складність оксидів може піти далі. Існують суміші або структури, в яких може втручатися більше одного металу, і де також пропорції не є стехіометричними. У випадку Pb ₃ O ₄ співвідношення Pb / O дорівнює 3/4, з яких і чисельник, і знаменник є цілими числами.

У нестехіометричних оксидах пропорції є десятковими числами. E _0,75 O _1,78 - приклад гіпотетичного нестехіометричного оксиду. Це явище відбувається з так званими оксидами металів, особливо з перехідними металами (Fe, Au, Ti, Mn, Zn та ін.).

Однак є оксиди, характеристики яких значно простіші та диференційовані, такі як іонний або ковалентний характер. В тих оксидах, де переважає іонний характер, вони будуть складатися з катіонів E ⁺ та аніонів O ^2– ; і ті, що суто ковалентні, одинарні зв’язки (E - O) або подвійні зв'язки (E = O).

Що диктує іонний характер оксиду, це різниця електронегативності між E та O. Коли E дуже електропозитивний метал, то EO матиме високий іонний характер. Якщо якщо Е є електронегативним, а саме неметальним, його оксид ЕО буде ковалентним.

Ця властивість визначає багато інших проявлених оксидами, таких як їх здатність утворювати основи або кислоти у водному розчині. Звідси надходять так звані основні та кислотні оксиди. Ті, хто не веде себе як один із двох, або які навпаки демонструють обидві характеристики, є нейтральними або амфотерними оксидами.

Номенклатура

Існує три способи назвати оксиди (які застосовуються і до багатьох інших сполук). Вони є правильними незалежно від іонного характеру оксиду ЕО, тому їх назви нічого не говорять про його властивості чи структури.

Систематична номенклатура

Враховуючи оксиди EO, E ₂ O, E ₂ O ₃ і EO ₂ , на перший погляд не можна знати, що стоїть за їх хімічними формулами. Однак цифри вказують на стехіометричні співвідношення або співвідношення E / O. З цих чисел їм можна давати імена, навіть якщо не вказано, з якою валентністю E.

Числа атомів як для E, так і для O позначаються грецькими префіксами нумерації. Таким чином, моно - означає, що є лише один атом; di-, два атоми; три-, три атоми тощо.

Отже, назви попередніх оксидів згідно систематичної номенклатури:

- Моноксид E (EO).

- Окис з - ді - Е (Е ₂ О).

- Три оксид ді Е (Е ₂ O ₃ ).

- діоксид E (EO ₂ ).

Застосовуючи потім цю номенклатуру для Pb ₃ O ₄ , червоного оксиду на першому зображенні, ми маємо:

Pb ₃ O ₄ : три- оксид тетра оксиду .

Для багатьох змішаних оксидів або з високими стехіометричними співвідношеннями дуже корисно використовувати систематичну номенклатуру, щоб назвати їх.

Фондова номенклатура

Валенсія

Хоча невідомо, який елемент є E, співвідношення E / O достатньо, щоб знати, яку валентність ви використовуєте в своєму оксиді. Як? За принципом електронейтральності. Це вимагає, щоб сума зарядів іонів у складі повинна дорівнювати нулю.

Це робиться при допущенні високого іонного характеру для будь-якого оксиду. Таким чином, O має заряд -2, тому що це O ^2- , і E повинен сприяти n +, щоб він нейтралізував негативні заряди оксидного аніона.

Наприклад, в EO атом E працює з валентністю +2. Чому? Оскільки в іншому випадку він не міг би нейтралізувати заряд -2 єдиного O. Для E ₂ O E має валентність +1, оскільки заряд +2 повинен бути розділений між двома атомами E.

І в E ₂ O ₃ негативні заряди, внесені O, повинні бути обчислені спочатку, оскільки їх три, то: 3 (-2) = -6. Щоб нейтралізувати заряд -6, Е повинні внести +6, але оскільки їх два, +6 ділиться на два, залишаючи E з валентністю +3.

Мнемонічне правило

O завжди має валентність -2 в оксидах (якщо це не перекис або супероксид). Отже, мнемонічне правило для визначення валентності E - це просто врахувати число, яке супроводжує O. E, з іншого боку, буде число 2, яке супроводжує його, і якщо ні, це означає, що відбулося спрощення.

Наприклад, в EO валентність E дорівнює +1, тому що навіть якщо вона не написана, існує лише одна O. А для EO ₂ , оскільки немає 2 супроводжуючих E, було спрощення, і щоб воно з'явилося, його треба помножити на 2. Таким чином, формула стає E ₂ O _4, а валентність E тоді +4.

Однак це правило не відповідає для деяких оксидів, таких як Pb ₃ O ₄ . Тому завжди потрібно проводити обчислення нейтральності.

З чого воно складається

Після того, як валентність E знаходиться під рукою, номенклатура запасів складається із зазначення її в дужках та з римськими цифрами. З усіх номенклатур ця найпростіша і точна щодо електронних властивостей оксидів.

Якщо E, з іншого боку, має лише одну валентність (яку можна знайти в періодичній таблиці), то вона не вказується.

Таким чином, для оксиду EO, якщо E має валентність +2 та +3, його називають: (назва E) (II) оксиду. Але якщо Е має лише валентність +2, то його оксид називається: оксид (назва Е).

Традиційна номенклатура

Щоб згадати назву оксидів, до їхніх латинських назв слід додати суфікси –ico або –oso, для більшої чи меншої валентності. У випадку, якщо їх більше двох, використовуються префікси –hipo, для найменших та –per, для найбільшого з усіх.

Наприклад, ведучі працюють з валентностями +2 і +4. У PbO він має валентність +2, тому його називають: оксид пориви. Тоді як PbO ₂ називається: оксид свинцю.

А як називається Pb ₃ O ₄ відповідно до двох попередніх номенклатур? Він не має імені. Чому? Тому що Pb ₃ O ₄ насправді складається із суміші 2; тобто червоне тверде речовина має подвійну концентрацію PbO.

З цієї причини було б неправильним намагатися дати ім'я Pb ₃ O ₄ , яке не складається з систематичної номенклатури чи популярного сленгу.

Види оксидів

Залежно від того, якою є частина періодичної таблиці Е і, отже, її електронна природа, може утворюватися один тип оксиду чи інший. З цього множинних критеріїв виникає присвоєння їм типу, але найважливішими є ті, які пов'язані з їх кислотністю чи основністю.

Основні оксиди

Основні оксиди характеризуються тим, що є іонними, металевими та, що ще важливіше, утворюючи основний розчин, розчиняючись у воді. Щоб експериментально визначити, чи є оксид основним, його потрібно додати до ємності з водою та розчиненим у ньому універсальним індикатором. Його забарвлення перед додаванням оксиду повинно бути зеленим, pH нейтральним.

Після додавання до води оксиду, якщо його колір зміниться від зеленого на синій, це означає, що pH став основним. Це відбувається тому, що він встановлює баланс розчинності між утвореним гідроксидом і водою:

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

Хоча оксид нерозчинний у воді, лише невелика частина розчиняється для зміни рН. Деякі основні оксиди настільки розчинні, що вони утворюють їдкі гідроксиди, такі як NaOH та KOH. Тобто оксиди натрію і калію, Na ₂ O і K ₂ O, є дуже основними. Зверніть увагу на валентність +1 для обох металів.

Кислотні оксиди

Кислотні оксиди характеризуються тим, що мають неметалічний елемент, є ковалентними, а також утворюють кислі розчини з водою. Знову ж таки, його кислотність можна перевірити за допомогою універсального показника. Якщо цього разу при додаванні оксиду у воду його зелений колір стає червонуватим, то це оксид кислоти.

Яка реакція має місце? Наступний:

EO ₂ (s) + H ₂ O (l) => H ₂ EO ₃ (aq)

Прикладом оксиду кислоти, який є не твердим, а газовим, є CO ₂ . Розчиняючись у воді, він утворює вуглекислоту:

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

Так само, CO ₂ складається не з аніонів O ² та катіонів C ⁴⁺ , а з молекули, утвореної ковалентними зв'язками: O = C = O. Це, мабуть, одна з найбільших відмінностей між основними оксидами та кислотами.

Нейтральні оксиди

Ці оксиди не змінюють зелений колір води при нейтральному рН; тобто вони не утворюють гідроксидів чи кислот у водному розчині. Деякі з них: N ₂ O, NO і CO. Як і СО, вони мають ковалентні зв'язки, які можна проілюструвати структурами Льюїса або будь-якою теорією зв’язку.

Амфотеричні оксиди

Інший спосіб класифікації оксидів залежить від того, реагують вони чи ні з кислотою. Вода є дуже слабкою кислотою (і основою теж), тому амфотерні оксиди не виявляють "їх двох граней". Ці оксиди характеризуються взаємодією як з кислотами, так і з основами.

Оксид алюмінію, наприклад, є амфотерним оксидом. Наступні два хімічні рівняння представляють його реакцію з кислотами або основами:

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 - сіль сульфату алюмінію, а NaAl (OH) _{4 -} комплексна сіль, яка називається тетрагідроксо алюмінатом натрію.

Оксид водню, H ₂ O (вода), також є амфотерним, про що свідчить його іонізаційний баланс:

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

Змішані оксиди

Змішані оксиди - це ті, які складаються із суміші одного або декількох оксидів у тому ж твердому тілі. Pb ₃ O ₄ - приклад їх. Магнетит, Fe ₃ O ₄ , також є іншим прикладом змішаного оксиду. Fe ₃ O ₄ - це суміш FeO і Fe ₂ O ₃ у пропорціях 1: 1 (на відміну від Pb ₃ O ₄ ).

Суміші можуть бути більш складними, створюючи тим самим багату різноманітність оксидних мінералів.

Властивості

Властивості оксидів залежать від їх типу. Оксиди можуть бути іонними (E ^{n +} O ^2- ), як CaO (Ca ²⁺ O ^2– ), або ковалентними, як SO ₂ , O = S = O.

З цього факту та тенденції, що елементам доводиться реагувати з кислотами або основами, для кожного оксиду збирається ряд властивостей.

Також вищезазначене відображається на таких фізичних властивостях, як температура плавлення і кипіння. Іонні оксиди, як правило, утворюють кристалічні структури, дуже стійкі до тепла, тому їх температури плавлення високі (вище 1000 ° C), тоді як коваленти плавляться при низькій температурі, або навіть є газами або рідинами.

Як вони утворюються?

Джерело: Піт через Flickr

Оксиди утворюються, коли елементи реагують з киснем. Ця реакція може відбуватися при простому контакті з атмосферою, багатою киснем, або вимагає тепла (наприклад, більш запального полум'я). Тобто при спалюванні предмета він реагує з киснем (доки він присутній у повітрі).

Якщо взяти, наприклад, шматочок фосфору, і помістити його в полум’я, він згорить і утворить відповідний оксид:

4P (s) + 5O ₂ (g) => P ₄ O ₁₀ (s)

Під час цього процесу деякі тверді речовини, такі як кальцій, можуть горіти яскравим, барвистим полум'ям.

Інший приклад отримують при спалюванні деревини або будь-якої органічної речовини з вуглецем:

C (s) + O ₂ (g) => CO ₂ (g)

Але якщо недостатньо кисню, замість CO ₂ утворюється CO :

C (s) + 1 / 2O ₂ (g) => CO (g)

Зверніть увагу, як співвідношення C / O служить для опису різних оксидів.

Приклади оксидів

Джерело: Автор Yikrazuul, із Вікісховища

Верхнє зображення відповідає структурі ковалентного оксиду I ₂ O ₅ , найбільш стійкого, який утворює йод. Зверніть увагу на їхні одинарні та подвійні зв’язки, а також формальні заряди I та кисню з їх боків.

Для оксидів галогену характерно, що вони є ковалентними та високореакційними, як і у випадку з O ₂ F ₂ (FOOF) та OF ₂ (FOF). Наприклад, діоксид хлору, ClO ₂ , є єдиним оксидом хлору, який синтезується в промислових масштабах.

Оскільки галогени утворюють ковалентні оксиди, їх "гіпотетичні" валентності обчислюються однаково за принципом електронейтральності.

Оксиди перехідних металів

Крім оксидів галогену, є оксиди перехідних металів:

-CoO: кобальт (II) оксид; оксид кобальту; u монооксид кобальту.

-HgO: ртутний (II) оксид; оксид ртуті; u оксид ртуті.

-Ag ₂ O: оксид срібла; оксид срібла; або двоокисний діоксид.

-Au ₂ O ₃ : оксид золота (III); оксид аури; або триоксид діор.

Додаткові приклади

-B ₂ O ₃ : оксид бору; борний оксид; або трибоксид диборону.

-Cl ₂ O ₇ : оксид хлору (VII); перхлорксид; дихлоргептоксид.

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

Список літератури

1. Шивер і Аткінс. (2008). Неорганічна хімія. (четверте видання). Mc Graw Hill.
2. Оксиди металів та неметалів. Взято з: chem.uiuc.edu
3. Безкоштовна хімія в Інтернеті. (2018). Оксиди та озон. Взято з: freechemistryonline.com
4. Топпр. (2018). Прості оксиди. Взято з: toppr.com
5. Стівен С. Зумдах. (7 травня 2018 р.). Оксид. Енциклопедія Британіка. Взято з: britannica.com
6. Хімія LibreTexts. (24 квітня 2018 р.). Оксиди. Взято з: chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). Приклади оксидів. Відновлено з: quimicas.net