Oxidekarakteristieken, hoe ze worden gevormd, naamgeving en voorbeelden



een oxozuur of oxozuur is een ternair zuur dat bestaat uit waterstof, zuurstof en een niet-metaalachtig element dat het zogenaamde centrale atoom vormt. Afhankelijk van het aantal zuurstofatomen, en derhalve de oxidatietoestanden van het niet-metalen element, kunnen verschillende oxzuren worden gevormd.

Deze stoffen zijn puur anorganisch; Koolstof kan echter een van de meest bekende oxzuren vormen: koolzuur, H2CO3. Zoals de chemische formule op zichzelf bewijst, heeft het drie atomen van O, één van C en twee van H.

De twee H-atomen van de H2CO3 ze worden vrijgegeven aan het medium als H+, wat de zure eigenschappen verklaart. Als een waterige oplossing van koolzuur wordt verwarmd, komt er een gas vrij.

Dit gas is koolstofdioxide, CO2, een anorganisch molecuul dat zijn oorsprong vindt in de verbranding van koolwaterstoffen en cellulaire ademhaling. Als de CO zijn geretourneerd2 naar de watercontainer, de H2CO3 zou opnieuw worden gevormd; daarom wordt oxozuur gevormd wanneer een bepaalde stof met water reageert.

Deze reactie wordt niet alleen waargenomen voor CO2, maar voor andere anorganische covalente moleculen die zuuroxiden worden genoemd.

Oxzuren bevatten een groot aantal toepassingen, die in algemene termen moeilijk te beschrijven zijn. De toepassing ervan zal enorm afhangen van het centrale atoom en het aantal zuurstofatomen.

Ze kunnen worden gebruikt uit verbindingen voor de synthese van materialen, meststoffen en explosieven, zelfs voor analytische doeleinden of de productie van frisdranken; zoals met koolzuur en fosforzuur, H3PO4, deel uitmaken van de samenstelling van deze dranken.

index

  • 1 Kenmerken en eigenschappen van een oxacid
    • 1.1 Hydroxygroepen
    • 1.2 Centraal atoom
    • 1.3 Zure sterkte
  • 2 Hoe worden oxaciden gevormd?
    • 2.1 Trainingsvoorbeelden
    • 2.2 Metaaloxaciden
  • 3 Nomenclatuur
    • 3.1 Berekening van de valentie
    • 3.2 Benoemen van het zuur
  • 4 voorbeelden
    • 4.1 Oxzuren van de halogeengroep
    • 4.2 Oxzuren van de VIA Group
    • 4.3 Oxaciden van boor
    • 4.4 Oxzuren van koolstof
    • 4.5 Chroomoxiden
    • 4.6 Oxzuren van silicium
  • 5 Referenties

Kenmerken en eigenschappen van een oxacid

Hydroxy groepen

De bovenste afbeelding toont een generieke formule H.E.O voor oxaciden. Zoals te zien is, heeft het waterstof (H), zuurstof (O) en een centraal atoom (E); dat voor het geval van koolzuur, koolstof, C is.

De waterstof in de oxzuren is meestal gekoppeld aan een zuurstofatoom en niet aan het centrale atoom. Fosforig zuur, H3PO3, vertegenwoordigt een specifiek geval waarbij een van de waterstofatomen is gebonden aan het fosforatoom; daarom wordt de structuurformule ervan het best weergegeven als (OH)2OPH.

Terwijl voor lachgas, HNO2, heeft een skelet H-O-N = O, dus het heeft een hydroxylgroep (OH) die dissocieert om waterstof vrij te maken.

Een van de belangrijkste kenmerken van een oxacide is dus niet alleen dat het zuurstof heeft, maar ook dat het een OH-groep is.

Aan de andere kant bezitten sommige oxacids wat een oxogroep wordt genoemd, E = O. In het geval van fosforig zuur heeft het een oxogroep, P = O. Ze missen H-atomen, dus ze zijn "niet verantwoordelijk" voor de zuurgraad.

Centraal atoom

Het centrale atoom (E) kan al dan niet een elektronegatief element zijn, afhankelijk van de locatie in blok p van het periodiek systeem. Aan de andere kant trekt zuurstof, een element dat iets meer elektronegatief is dan stikstof, elektronen aan uit de OH-binding; waardoor het H-ion vrijkomt+.

E is daarom gekoppeld aan OH-groepen. Wanneer een H-ion wordt vrijgegeven+ de ionisatie van het zuur vindt plaats; dat wil zeggen, het verwerft een elektrische lading, die in zijn geval negatief is. Een oxacide kan zoveel H-ionen vrijmaken+ zoals OH-groepen in zijn structuur hebben; en hoe meer er is, des te groter de negatieve lading.

Zwavel voor zwavelzuur

Het zwavelzuur, polyproticum, heeft als molecuulformule H2SW4. Deze formule kan ook als volgt worden geschreven: (OH)2SW2, om te benadrukken dat zwavelzuur twee hydroxylgroepen vasthecht aan zwavel, het centrale atoom ervan.

De reacties van zijn ionisatie zijn:

H2SW4 => H+    +     HSO4-

Dan wordt de tweede H vrijgegeven+ van de resterende OH-groep, langzamer tot het punt waarop een balans kan worden bereikt:

HSO4-    <=>   H+    +     SW42-

De tweede dissociatie is moeilijker dan de eerste omdat een positieve lading moet worden gescheiden (H.+) van een dubbele negatieve lading (SO42-).

Zure sterkte

De sterkte van bijna alle oxzuren die hetzelfde centrale atoom hebben (geen metaal) neemt toe met de toename van de oxidatietoestand van het centrale element; wat op zijn beurt weer direct gerelateerd is aan de toename van het aantal zuurstofatomen.

Er worden bijvoorbeeld drie series oxacids weergegeven waarvan de zuurgraadkrachten van laag naar hoog worden besteld:

H2SW3 < H2SW4

HNO2 < HNO3

HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4

In de meeste oxzuren met verschillende elementen met dezelfde oxidatietoestand, maar behorende tot dezelfde groep van het periodiek systeem, neemt de sterkte van het zuur rechtstreeks toe met de elektronegativiteit van het centrale atoom:

H2SeO3 < H2SW3

H3PO4 < HNO3

HBrO4 < HClO4

Hoe worden oxaciden gevormd?

Zoals in het begin vermeld, worden oxaciden gegenereerd wanneer bepaalde stoffen, die zure oxiden worden genoemd, reageren met water. Dit wordt uitgelegd aan de hand van hetzelfde voorbeeld van koolzuur.

CO2   +    H2O     <=>    H2CO3

Zuur oxide + water => oxacid

Wat er gebeurt, is dat het H-molecuul2Of bindt zich covalent aan CO2. Als water wordt verwijderd door warmte, wordt het evenwicht verschoven naar CO-regeneratie2; dat wil zeggen, een hete koolzuurhoudende drank zal zijn bruisende gevoel sneller verliezen dan een koude.

Aan de andere kant worden zure oxiden gevormd wanneer een niet-metaalachtig element reageert met water; hoewel, meer precies, wanneer het reactieve element een oxide vormt met een covalent karakter, waarvan het oplossen in water H-ionen genereert+.

Er is al gezegd dat H-ionen+ zijn het product van de ionisatie van het resulterende oxacide.

Trainingsvoorbeelden

Chloorzuur, Cl2O5, Reageert met water om chloorzuur te geven:

cl2O5  +    H2O => HC103

Zwaveloxide, SO3, Reageert met water om zwavelzuur te vormen:

SW3   +    H2O => H2SW4

En de periodieke oxide, I2O7, Reageert met water om periodiek zuur te vormen:

ik2O7   +    H2O => HIO4

Naast deze klassieke mechanismen voor de vorming van oxaciden zijn er andere reacties met hetzelfde doel.

Bijvoorbeeld fosfortrichloride, PCl3, reageert met water om fosforig zuur, een oxzuur en zoutzuur, een waterstofhalogezuur te produceren.

PCI3    +    3H2O => H3PO3 +      HCl

En fosforpentachloride, PCl5, reageert met water om fosforzuur en zoutzuur te geven.

PCI5   +    4 H2O => H3PO4    +    HCl

Metaaloxaciden

Sommige overgangsmetalen vormen zure oxiden, dat wil zeggen ze lossen op in water om oxaciden te geven.

Mangaanoxide (VII) (permangaan watervrij) Mn2O7 en chroomoxide (VI) zijn de meest gebruikelijke voorbeelden.

Mn2O7   +    H2O => HMnO4 (permangaanzuur)

CrO3      +   H2O => H2CrO4 (chroomzuur)

nomenclatuur

Berekening van de valentie

Om een ​​oxzuur correct te benoemen, moet men beginnen met het bepalen van het valentie- of oxidatiegetal van het centrale atoom E. Uitgaand van de generieke formule HEO, wordt het volgende beschouwd:

-De O heeft valentie -2

-De valentie van de H is +1

Met dit in gedachten is de oxidische HEO neutraal, dus de som van de ladingen van de valenties moet gelijk zijn aan nul. We hebben dus de volgende algebraïsche som:

-2 + 1 + E = 0

E = 1

Daarom is de valentie van E +1.

Dan moeten we onze toevlucht nemen tot de mogelijke valenties die E. kunnen hebben. Als tussen de valenties de waarden +1, +3 en +4 staan, dan "werkt" E met zijn lagere valentie.

Geef het zuur een naam

Om HEO een naam te geven, begin je het zuur te noemen, gevolgd door de naam E met de achtervoegsels -ico, als je met de hoogste waarde werkt, jij - als je met de laagste valentie werkt. Als er drie of meer zijn, worden de voorvoegsels hypo- en per- gebruikt om te verwijzen naar de kleinste en grootste valentie..

Dus, HEO zou worden genoemd:

zuur hik(naam van E)dragen

Omdat +1 de kleinste van zijn drie valenties is. En als het HEO was2, dan zou E de valentie +3 hebben en zou het worden genoemd:

Zuur (naam van E)dragen

En op dezelfde manier voor HEO3, met E werkt met valentie +5:

Zuur (naam van E)ico

Voorbeelden

Hieronder is een reeks oxzuren met hun respectieve nomenclaturen.

Oxzuren van de halogeengroep

De halogenen komen tussen en vormen oxaciden met de valenties +1, +3, +5 en +7. Chloor, broom en jodium kunnen 4 soorten oxiden vormen die overeenkomen met deze valenties. Maar het enige oxzuur dat is bereid uit fluor is hypofluorisch zuur (HOF), dat onstabiel is.

Wanneer een oxacid van de groep de valentie +1 gebruikt, wordt het als volgt genoemd: hypochlorig zuur (HClO); hypobromous acid (HBrO); hypoiodosezuur (HIO); Hypofluoric acid (HOF).

Met het valentie +3-voorvoegsel wordt niet gebruikt en alleen het achtervoegsel van de beer wordt gebruikt. Je hebt de chloorzuren (HClO2), bromoso (HBrO)2) en Yodoso (HIO)2).

Met het voorvoegsel valentie +5 wordt niet gebruikt en alleen het achtervoegsel ico wordt gebruikt. Je hebt de chloorzuren (HClO3), brómico (HBrO)3) en jodium (HIO)3).

Terwijl bij het werken met de valentie +7, worden het voorvoegsel per en het achtervoegsel ico gebruikt. Je hebt perchloorzuren (HClO4), perbroom (HBrO)4) en periodiek (HIO)4).

Oxzuren van de VIA Group

De niet-metalen elementen van deze groep hebben als hun meest voorkomende valenties -2, +2, +4 en +6, en vormen drie oxzuren in de meest bekende reacties.

Met de valentie +2 worden de prefix hipo en het achtervoegsel van de beer gebruikt. U hebt de hypozwavelzuren (H.2SW2), hyposelenious (H.2SeO2) en hypoteluroso (H.2TeO2).

Met het valentie +4-voorvoegsel wordt niet gebruikt en wordt het achtervoegsel van de beer gebruikt. U hebt de zwavelhoudende zuren (H2SW3), selenious (H.2SeO3) en teluroso (H)2TeO3).

En wanneer ze werken met de valentie + 6, wordt het voorvoegsel niet gebruikt en wordt het ico-achtervoegsel gebruikt. Ze hebben zwavelzuren (H.2SW4), selenic (H.2SeO4) en tellurisch (H.2TeO4).

Oxacids of Boron

Borium heeft een valentie +3. Je hebt de metabole zuren (HBO2), piroboric (H.4B2O5) en orthoborisch (H.3BO3). Het verschil zit in het aantal water dat reageert met booroxide.

Oxzuren van koolstof

Koolstof heeft valentie +2 en +4. Voorbeelden: met valentie +2, koolstofhoudend zuur (H.2CO2), en met valentie +4, koolzuur (H.2CO3).

Chroomoxiden

Chromium heeft valentie +2, +4 en +6. Voorbeelden: met valentie 2, hypochroomzuur (H.2CrO2); met valentie 4, chroomzuur (H.2CrO3); en met valentie 6, chroomzuur (H.2CrO4).

Oxzuren van silicium

Silicium heeft valenties -4, +2 en +4. Het heeft metasilicic zuur (H2SiO3) en het pyrosiliciumzuur (H.4SiO4). Merk op dat in beide Si een +4 valentie heeft, maar het verschil ligt in het aantal watermoleculen dat reageerde met zijn zuur oxide.

referenties

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie. (8e druk). CENGAGE Leren.
  2. Editor. (6 maart 2012). Formulering en nomenclatuur van de oxaciden. Teruggeplaatst van: si-educa.net
  3. Wikipedia. (2018). Oxyzuur. Teruggeplaatst van: en.wikipedia.org
  4. Steven S. Zumdahl. (2019). Oxyzuur. Encyclopædia Britannica. Teruggeplaatst van: britannica.com
  5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (31 januari 2018). Common Oxoacid Compounds. Teruggeplaatst van: thoughtco.com