Oxiden Nomenklatur, Typen, Eigenschaften und Beispiele

Die Oxide sie sind eine Familie von binären Verbindungen, in denen Wechselwirkungen zwischen dem Element und Sauerstoff bestehen. Ein Oxid hat also eine sehr allgemeine Formel vom EO-Typ, wobei E irgendein Element ist.

Abhängig von vielen Faktoren, wie der elektronischen Natur von E, seinem Ionenradius und seinen Valenzen, können verschiedene Arten von Oxiden gebildet werden. Einige sind sehr einfach und andere wie Pb₃O₄, (genannt minium, arcazón oder rote Leitung) werden gemischt; das heißt, sie resultieren aus der Kombination von mehr als einem einfachen Oxid.

Aber die Komplexität der Oxide kann noch weiter gehen. Es gibt Mischungen oder Strukturen, in die mehr als ein Metall eingreifen kann und in denen die Anteile nicht stöchiometrisch sind. Im Fall von Pb₃O₄, ist das Pb / O-Verhältnis gleich 3/4, wobei sowohl der Zähler als auch der Nenner ganze Zahlen sind.

In nicht-stöchiometrischen Oxiden sind die Anteile Dezimalzahlen. Die E_0.75O_1.78ist ein Beispiel für ein hypothetisches nicht-stöchiometrisches Oxid. Dieses Phänomen tritt bei den sogenannten Metalloxiden auf, insbesondere bei den Übergangsmetallen (Fe, Au, Ti, Mn, Zn usw.).

Es gibt jedoch Oxide, deren Eigenschaften viel einfacher und differenzierbarer sind, ebenso wie der ionische oder kovalente Charakter. In diesen Oxiden, in denen der ionische Charakter vorherrscht, werden sie aus Kationen E bestehen⁺ und Anionen O^2-; und jene rein kovalenten, die einfachen (E-O) oder doppelten (E = O) Bindungen.

Was den ionischen Charakter eines Oxids vorschreibt, ist der Unterschied in der Elektronegativität zwischen E und O. Wenn E ein sehr elektropositives Metall ist, wird EO einen hohen ionischen Charakter haben. Während wenn E elektronegativ ist, nämlich ein Nichtmetall, wird sein EO-Oxid kovalent sein.

Diese Eigenschaft definiert viele andere Eigenschaften der Oxide, ebenso wie ihre Fähigkeit, Basen oder Säuren in wässriger Lösung zu bilden. Daraus entstehen die sogenannten basischen und sauren Oxide. Diejenigen, die sich nicht wie beide verhalten oder die beide Eigenschaften aufweisen, sind neutrale oder amphotere Oxide.

Index

• 1 Nomenklatur
  • 1.1 Systematische Nomenklatur
  • 1.2 Bestandsnomenklatur
  • 1.3 Traditionelle Nomenklatur
• 2 Arten von Oxiden
  • 2.1 Grundoxide
  • 2.2 Saueroxide
  • 2.3 Neutrale Oxide
  • 2.4 Amphotere Oxide
  • 2.5 Mischoxide
• 3 Eigenschaften
• 4 Wie sind sie gebildet?
• 5 Beispiele für Oxide
  • 5.1 Übergangsmetalloxide
  • 5.2 Weitere Beispiele
• 6 Referenzen

Nomenklatur

Es gibt drei Möglichkeiten, Oxide zu erwähnen (die auch für viele andere Verbindungen gelten). Diese sind ungeachtet des ionischen Charakters des EO-Oxids korrekt, so dass ihre Namen nichts über ihre Eigenschaften oder Strukturen aussagen.

Systematische Nomenklatur

Angesichts der Oxide EO, E₂O, E₂O₃ und EO₂Auf den ersten Blick kann man nicht wissen, was sich hinter ihren chemischen Formeln verbirgt. Die Zahlen geben jedoch die stöchiometrischen Anteile oder das E / O-Verhältnis an. Aus diesen Zahlen können sie benannt werden, obwohl nicht angegeben ist, mit welcher Valenz "funktioniert" E.

Die Anzahl der Atome für E und O ist durch die griechischen Zahlenpräfixe angegeben. Auf diese Weise bedeutet mono, dass es nur ein Atom gibt; zwei Atome; Tri-, drei Atome und so weiter.

Dann sind die Namen der vorhergehenden Oxide gemäß der systematischen Nomenklatur:

-MonóE (EO) -Oxid.

-MonóXido diE (E₂O).

-TriOxid von diE (E₂O₃).

-DiE-Oxid (EO₂).

Anwenden dann diese Nomenklatur für den Pb₃O₄, das rote Oxid des ersten Bildes, haben wir:

Pb₃O₄: tetraOxid von triFühren

Für viele gemischte Oxide oder mit hohen stöchiometrischen Verhältnissen ist es sehr nützlich, auf die systematische Nomenklatur zurückzugreifen, um sie zu benennen.

Stock-Nomenklatur

Valencia

Obwohl nicht bekannt ist, welches Element E ist, reicht es mit dem E / O-Verhältnis zu wissen, welche Valenz es in seinem Oxid verwendet. Wie? Durch das Prinzip der Elektroneutralität. Dies erfordert, dass die Summe der Ladungen der Ionen in einer Verbindung gleich Null sein muss.

Dies geschieht, indem für jedes Oxid ein hoher ionischer Charakter angenommen wird. Also hat das O Ladung -2, weil es O ist^2-und E muss n + liefern, damit es die negativen Ladungen des Oxidanions neutralisiert.

Zum Beispiel arbeitet das Atom E im EO mit Valenz +2. Warum? Denn sonst könnte es die Last -2 des einzigen O nicht neutralisieren. Für die E₂Oder das E hat Valenz +1, da die Ladung +2 zwischen den beiden Atomen von E aufgeteilt werden muss.

Und in der E₂O₃, müssen zuerst die vom O beigetragenen negativen Ladungen berechnet werden. Wie drei von ihnen, dann gilt: 3 (-2) = -6.Um die Last -6 zu neutralisieren, ist es erforderlich, dass das E +6 liefert, aber da es zwei davon gibt, wird +6 durch zwei geteilt, wobei E mit einer Wertigkeit von +3 zurückbleibt.

Mnemonic Regel

O hat immer Valenz -2 in den Oxiden (außer es ist ein Peroxid oder Superoxid). Eine mnemonische Regel, um die Wertigkeit von E zu bestimmen, ist einfach, die Zahl zu berücksichtigen, die das O begleitet. E wird seinerseits die Zahl 2 haben, die es begleitet, und wenn nicht, bedeutet es, dass es eine Vereinfachung gab.

Zum Beispiel ist in EO die Valenz von E +1, denn selbst wenn es nicht geschrieben ist, gibt es nur ein O. Und für das EO₂Da es kein 2 begleitendes E gibt, gab es eine Vereinfachung, und um es erscheinen zu lassen, muss es mit 2 multipliziert werden. Somit bleibt die Formel wie E₂O₄ und die Wertigkeit von E ist dann +4.

Diese Regel versagt jedoch bei einigen Oxiden wie Pb₃O₄. Daher ist es immer notwendig, die Neutralitätsberechnungen durchzuführen.

Woraus besteht es?

Wenn man einmal die Wertigkeit von E hat, besteht die Nomenklatur des Lagers darin, sie in Klammern und mit römischen Zahlen zu spezifizieren. Von allen Nomenklaturen ist dies hinsichtlich der elektronischen Eigenschaften der Oxide am einfachsten und präzisesten.

Wenn E andererseits nur eine Valenz hat (die im Periodensystem gefunden werden kann), ist es nicht spezifiziert.

Wenn also für das Oxid EO E die Wertigkeit +2 und +3 hat, heißt es: Oxid von (Name von E) (II). Aber wenn E nur Valenz +2 hat, dann heißt sein Oxid: Oxid (Name von E).

Traditionelle Nomenklatur

Um den Namen der Oxide zu erwähnen, sollten die Suffixe -ico oder -oso für die größeren oder kleineren Valenzen ihren lateinischen Namen hinzugefügt werden. Falls es mehr als zwei gibt, werden die Präfixe -hype, für die kleinste und -per, für die größte von allen verwendet.

Zum Beispiel arbeitet Blei mit Valenzen +2 und +4. Im PbO hat es die Valenz +2, daher heißt es: Bleioxid. Während der PbO₂ Es heißt: Plumic Oxid.

Und der Pb₃O₄Wie heißt es nach den beiden vorherigen Nomenklaturen? Es hat keinen Namen. Warum? Weil der Pb₃O₄ besteht eigentlich aus einer Mischung 2 [PbO] [PbO₂]; das heißt, der rote Feststoff hat eine doppelte Konzentration von PbO.

Aus diesem Grund wäre es falsch zu versuchen, dem Pb einen Namen zu geben₃O₄ das besteht nicht aus der systematischen Nomenklatur oder dem populären Slang.

Arten von Oxiden

Abhängig davon, welcher Teil des Periodensystems E ist und daher seine elektronische Natur, kann ein Oxidtyp oder ein anderer Oxidtyp gebildet werden. Daraus ergeben sich mehrere Kriterien, um ihnen einen Typ zuzuordnen, aber die wichtigsten sind diejenigen, die sich auf ihre Säure oder Basizität beziehen.

Basische Oxide

Die basischen Oxide sind dadurch gekennzeichnet, dass sie ionisch, metallisch und wichtiger sind, wobei sie eine basische Lösung erzeugen, wenn sie in Wasser gelöst werden. Um experimentell zu bestimmen, ob ein Oxid basisch ist, muss es in einen Behälter gegeben werden, in dem Wasser und ein Universalindikator gelöst sind. Seine Färbung vor der Zugabe des Oxids muss grün sein, neutraler pH-Wert.

Wenn das Oxid einmal dem Wasser hinzugefügt wurde, bedeutet das, wenn sich seine Farbe von grün zu blau ändert, dass der pH-Wert basisch geworden ist. Dies liegt daran, dass es ein Gleichgewicht der Löslichkeit zwischen dem gebildeten Hydroxid und dem Wasser herstellt:

EO (s) + H₂O (I) => E (OH)₂(s) <=> E²⁺(ac) + OH^-(ac)

Obwohl das Oxid in Wasser unlöslich ist, ist es ausreichend, dass sich ein kleiner Teil auflöst, um den pH-Wert zu modifizieren. Einige basische Oxide sind so löslich, dass sie ätzende Hydroxide wie NaOH und KOH erzeugen. Das heißt, die Oxide von Natrium und Kalium, Na₂O und K₂Oder sie sind sehr einfach. Beachten Sie die Valenz von +1 für beide Metalle.

Saure Oxide

Saure Oxide sind dadurch gekennzeichnet, dass sie ein nichtmetallisches Element aufweisen, kovalent sind und auch saure Lösungen mit Wasser erzeugen. Auch hier kann der Säuregehalt mit dem Universalindikator überprüft werden. Wenn dieses Mal das Oxid zum Wasser hinzugefügt wird, wird seine grüne Farbe rötlich, dann ist es ein saures Oxid.

Welche Reaktion findet statt? Das Folgende:

EO₂(s) + H₂O (l) => H₂EO₃(ac)

Ein Beispiel für ein saures Oxid, das kein Feststoff, sondern ein Gas ist, ist CO₂. Wenn es sich in Wasser auflöst, bildet es Kohlensäure:

CO₂(g) + H₂O (l) <=> H₂CO₃(ac)

Ebenso ist das CO₂ Es besteht nicht aus Anionen O^2- und C-Kationen⁴⁺, aber in einem Molekül, das durch kovalente Bindungen gebildet wird: O = C = O. Dies ist vielleicht einer der größten Unterschiede zwischen basischen Oxiden und Säuren.

Neutrale Oxide

Diese Oxide verändern die grüne Farbe von Wasser bei neutralem pH nicht; das heißt, sie bilden keine Hydroxide oder Säuren in wässriger Lösung. Einige von ihnen sind: N₂O, NO und CO. Wie CO haben sie kovalente Bindungen, die durch Lewis-Strukturen oder irgendeine Verbindungstheorie veranschaulicht werden können.

Amphotere Oxide

Eine andere Möglichkeit, die Oxide zu klassifizieren, hängt davon ab, ob sie mit einer Säure reagieren oder nicht.Wasser ist eine sehr schwache Säure (und auch eine Base), so dass amphotere Oxide nicht "beide Seiten" aufweisen. Diese Oxide sind dadurch gekennzeichnet, dass sie sowohl mit Säuren als auch mit Basen reagieren.

Aluminiumoxid ist beispielsweise ein amphoteres Oxid. Die folgenden zwei chemischen Gleichungen stellen ihre Reaktion mit Säuren oder Basen dar:

Al₂O₃(s) + 3H₂SO₄(ac) => Al₂(SO₄)₃(ac) + 3H₂O (l)

Al₂O₃(s) + 2NaOH (ac) + 3H₂O (I) => 2NaAl (OH)₄(ac)

Das Al₂(SO₄)₃ ist das Aluminiumsulfatsalz und NaAl (OH)₄ ein komplexes Salz, das Natriumtetrahydroxyaluminat genannt wird.

Wasserstoffoxid, H₂Oder (Wasser) ist es auch amphoter, und dies zeigt sich in seinem Ionisationsgleichgewicht:

H₂O (l) <=> H₃O⁺(ac) + OH^-(ac)

Mischoxide

Mischoxide sind solche, die aus der Mischung von einem oder mehreren Oxiden in demselben Feststoff bestehen. Der Pb₃O₄ Es ist ein Beispiel für sie. Der Magnetit, Glaube₃O₄, ist auch ein anderes Beispiel für ein Mischoxid. Der Glaube₃O₄ Es ist eine Mischung aus FeO und Fe₂O₃ in 1: 1 Proportionen (im Gegensatz zu Pb)₃O₄).

Die Mischungen können komplexer sein und somit eine reiche Vielfalt von Oxidmineralien hervorbringen.

Eigenschaften

Die Eigenschaften der Oxide hängen von ihrem Typ ab. Die Oxide können ionisch sein (E^{n +}O^2-) wie CaO (Ca²⁺O^2-) oder kovalent wie SO₂, O = S = O.

Aus dieser Tatsache und aus der Tendenz der Elemente, mit Säuren oder Basen zu reagieren, wird eine Anzahl von Eigenschaften für jedes Oxid gesammelt.

Das oben Gesagte spiegelt sich auch in physikalischen Eigenschaften wie Schmelz- und Siedepunkten wider. Die ionischen Oxide neigen dazu, kristalline Strukturen zu bilden, die sehr hitzebeständig sind, so dass ihre Schmelzpunkte hoch sind (über 1000 ° C), während die kovalenten Schmelzen bei niedrigen Temperaturen oder sogar Gase oder Flüssigkeiten sind.

Wie sind sie gebildet?

Wenn die Elemente mit Sauerstoff reagieren, bilden sich Oxide. Diese Reaktion kann bei einfachem Kontakt mit sauerstoffreichen Atmosphären auftreten oder erfordert Wärme (wie die Flamme eines Feuerzeugs). Das heißt, wenn ein Objekt verbrannt wird, reagiert es mit Sauerstoff (solange es in der Luft vorhanden ist).

Wenn zum Beispiel ein Stück Phosphor genommen und in die Flamme gelegt wird, brennt es und bildet das entsprechende Oxid:

4 P (s) + 5 O₂(g) => P₄O₁₀(s)

Während dieses Prozesses können einige Feststoffe, wie Kalzium, mit einer hellen und bunten Flamme brennen.

Ein anderes Beispiel wird durch das Verbrennen von Holz oder einer organischen Substanz, die Kohlenstoff enthält, erhalten:

C (s) + O₂(g) => CO₂(G)

Bei Sauerstoffmangel entsteht CO statt CO₂:

C (s) + 1 / 2O₂(g) => CO (g)

Beachten Sie, wie das C / O-Verhältnis zur Beschreibung verschiedener Oxide verwendet wird.

Beispiele für Oxide

Das obere Bild entspricht der kovalenten Oxidstruktur I₂O₅, die stabilste Form von Jod. Man beachte seine einfachen und doppelten Bindungen sowie die formalen Ladungen von I und Sauerstoff auf seinen Seiten.

Die Halogenoxide sind dadurch gekennzeichnet, dass sie kovalent und sehr reaktiv sind, wie dies bei O der Fall ist₂F₂ (F-O-O-F) und OF₂ (F-O-F). Chlordioxid, ClO₂zum Beispiel ist das einzige Chloroxid, das in industriellen Maßstäben synthetisiert wird.

Da Halogene kovalente Oxide bilden, werden ihre "hypothetischen" Valenzen in gleicher Weise durch das Prinzip der Elektroneutralität berechnet.

Übergangsmetalloxide

Neben den Halogenoxiden haben wir die Oxide der Übergangsmetalle:

-CoO: Cobaltoxid (II); Kobaltoxid; Kobaltmonoxid.

-HgO: Quecksilberoxid (II); Quecksilberoxid; du Quecksilbermonoxid.

-G₂O: Silberoxid; Silberoxid; oder Diplatamonoxid.

-Au₂O₃: Goldoxid (III); Aureioxid; oder Ditrioxid.

Zusätzliche Beispiele

-B₂O₃: Boroxid; Boroxid; oder Dibortrioxid.

-Cl₂O₇: Chloroxid (VII); Perchloroxid; Dichlorheptoxid.

-NO: Stickstoffoxid (II); Stickstoffmonoxid; Stickstoffmonoxid.

Referenzen

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