- Kenmerken en eigenschappen van een oxacid
- Hydroxylgroepen
- Centraal atoom
- Zwavel voor zwavelzuur
- Zure sterkte
- Hoe worden oxacids gevormd?
- Trainingsvoorbeelden
- Metallische oxaciden
- Nomenclatuur
- Valentieberekening
- Noem het zuur
- Voorbeelden
- Oxaciden van de groep halogenen
- VIA Group Oxacids
- Boriumoxzuren
- Koolstofoxzuren
- Chroomoxzuren
- Siliciumoxzuren
- Referenties
Een oxacid of oxoacid is een ternair zuur dat is samengesteld uit waterstof, zuurstof en een niet-metallisch element dat het zogenaamde centrale atoom vormt. Afhankelijk van het aantal zuurstofatomen, en dus de oxidatietoestanden van het niet-metallische element, kunnen verschillende oxaciden gevormd worden.
Deze stoffen zijn puur anorganisch; Koolstof kan echter een van de bekendste oxaciden vormen: koolzuur, H 2 CO 3 . Zoals de chemische formule alleen al aantoont, heeft het drie O-, één C- en twee H-atomen.
Bron: Pxhere
De twee H-atomen van H 2 CO 3 komen vrij in het milieu als H + , wat de zure eigenschappen verklaart. Bij het verwarmen van een waterige oplossing van koolzuur komt een gas vrij.
Dit gas is kooldioxide, CO 2 , een anorganisch molecuul dat ontstaat door de verbranding van koolwaterstoffen en cellulaire ademhaling. Als CO 2 terug naar het waterreservoir, H 2 CO 3 zou hergroeperen; daarom wordt oxozuur gevormd wanneer een bepaalde stof reageert met water.
Deze reactie wordt niet alleen waargenomen voor CO 2 , maar ook voor andere anorganische covalente moleculen, zuuroxiden genaamd.
Oxaciden hebben een groot aantal toepassingen, die in het algemeen moeilijk te beschrijven zijn. De toepassing ervan hangt sterk af van het centrale atoom en het aantal zuurstofatomen.
Ze kunnen worden gebruikt van verbindingen voor de synthese van materialen, meststoffen en explosieven, tot analytische doeleinden of voor de productie van frisdranken; Net als koolzuur en fosforzuur, maakt H 3 PO 4 deel uit van de samenstelling van deze dranken.
Kenmerken en eigenschappen van een oxacid
Bron: Gabriel Bolívar
Hydroxylgroepen
Een generieke HEO-formule voor oxacids wordt getoond in de bovenstaande afbeelding. Zoals te zien is, heeft het waterstof (H), zuurstof (O) en een centraal atoom (E); die in het geval van koolzuur koolstof is, C.
Waterstof in oxaciden is meestal gebonden aan een zuurstofatoom en niet aan het centrale atoom. Fosforigzuur H 3 PO 3 , betekent een bijzonder geval waarbij een van de waterstofatomen is verbonden met het fosforatoom; daarom wordt zijn structuurformule het best weergegeven als (OH) 2 OPH.
Terwijl voor salpeterig zuur, HNO 2 , een HON = O-ruggengraat heeft, dus het heeft een hydroxylgroep (OH) die dissocieert om waterstof vrij te maken.
Een van de belangrijkste kenmerken van een oxacid is dus niet alleen dat het zuurstof bevat, maar dat het ook als OH-groep aanwezig is.
Aan de andere kant hebben sommige oxaciden een zogenaamde oxogroep, E = O. In het geval van fosforzuur heeft het een oxogroep, P = O. Ze missen H-atomen, dus ze zijn "niet verantwoordelijk" voor zuurgraad.
Centraal atoom
Het centrale atoom (E) kan al dan niet een elektronegatief element zijn, afhankelijk van zijn locatie in het p-blok van het periodiek systeem. Aan de andere kant trekt zuurstof, een element dat iets elektronegatiever is dan stikstof, elektronen aan uit de OH-binding; waardoor het vrijkomen van het H + -ion mogelijk is .
E is daarom gekoppeld aan OH-groepen. Wanneer een H + -ion vrijkomt, vindt de ionisatie van het zuur plaats; dat wil zeggen, het verkrijgt een elektrische lading, die in zijn geval negatief is. Een oxacid kan evenveel H + -ionen afgeven als er OH-groepen in zijn structuur zijn; en hoe meer er zijn, hoe groter de negatieve lading.
Zwavel voor zwavelzuur
Zwavelzuur, polyprotisch, heeft de molecuulformule H 2 SO 4 . Deze formule kan ook als volgt worden geschreven: (OH) 2 SO 2 , om te benadrukken dat zwavelzuur twee hydroxylgroepen heeft die aan zwavel, het centrale atoom, zijn gebonden.
De reacties van zijn ionisatie zijn:
H 2 SO 4 => H + + HSO 4 -
Dan komt de tweede H + vrij uit de overgebleven OH-groep, langzamer totdat er een evenwicht kan worden bereikt:
HSO 4 - <=> H + + SO 4 2–
De tweede dissociatie is moeilijker dan de eerste, aangezien een positieve lading (H + ) gescheiden moet worden van een dubbel negatieve lading (SO 4 2- ).
Zure sterkte
De sterkte van bijna alle oxaciden die hetzelfde centrale atoom hebben (geen metaal) neemt toe met de toename van de oxidatietoestand van het centrale element; wat weer direct verband houdt met de toename van het aantal zuurstofatomen.
Er worden bijvoorbeeld drie reeksen oxzuren getoond waarvan de zuurgraad is gerangschikt van klein naar groot:
H 2 SO 3 <H 2 SO 4
HNO 2 <HNO 3
HClO <HClO 2 <HClO 3 <HClO 4
In de meeste oxacids die verschillende elementen hebben met dezelfde oxidatietoestand, maar die tot dezelfde groep in het periodiek systeem behoren, neemt de zuursterkte direct toe met de elektronegativiteit van het centrale atoom:
H 2 SeO 3 <H 2 SO 3
H 3 PO 4 <HNO 3
HBrO 4 <HClO 4
Hoe worden oxacids gevormd?
Zoals in het begin vermeld, worden oxaciden gegenereerd wanneer bepaalde stoffen, zuuroxiden genaamd, reageren met water. Dit zal worden uitgelegd aan de hand van hetzelfde voorbeeld voor koolzuur.
CO 2 + H 2 O <=> H 2 CO 3
Zuuroxide + water => oxacid
Wat er gebeurt is dat de H 2 O molecuul covalent bindt met de CO 2 -molecuul . Als het water door warmte wordt verwijderd, verschuift het evenwicht naar de regeneratie van CO 2 ; dat wil zeggen, een warme frisdrank zal zijn bruisende gevoel eerder verliezen dan een koude.
Aan de andere kant worden zure oxiden gevormd wanneer een niet-metallisch element reageert met water; hoewel, meer precies, wanneer het reagerende element een oxide vormt met een covalent karakter, waarvan het oplossen in water H + -ionen genereert .
Er is al gezegd dat de H + -ionen het product zijn van de ionisatie van het resulterende oxacid.
Trainingsvoorbeelden
Chloorzuur, Cl 2 O 5 , reageert met water en geeft chloorzuur:
Cl 2 O 5 + H 2 O => HClO 3
Zwaveloxide, SO 3 , reageert met water en vormt zwavelzuur:
SO 3 + H 2 O => H 2 SO 4
En periodiek oxide, I 2 O 7 , reageert met water om perjoodzuur te vormen:
I 2 O 7 + H 2 O => HIO 4
Naast deze klassieke mechanismen voor de vorming van oxaciden zijn er andere reacties met hetzelfde doel.
Zo reageert fosfortrichloride, PCl 3 , met water om fosforzuur, een oxacid, en zoutzuur, een halogeenwaterstofzuur, te produceren.
PCl 3 + 3H 2 O => H 3 PO 3 + HCl
En fosforpentachloride, PCl 5 , reageert met water om fosforzuur en zoutzuur te geven.
PCl 5 + 4 H 2 O => H 3 PO 4 + HCl
Metallische oxaciden
Sommige overgangsmetalen vormen zure oxiden, dat wil zeggen, ze lossen op in water om oxaciden te geven.
Mangaan (VII) oxide (watervrij permangaanzuur) Mn 2 O 7 en chroom (VI) oxide zijn de meest voorkomende voorbeelden.
Mn 2 O 7 + H 2 O => HMnO 4 (permangaanzuur)
CrO 3 + H 2 O => H 2 CrO 4 (chroomzuur)
Nomenclatuur
Valentieberekening
Om een oxzuur correct te benoemen, moeten we beginnen met het bepalen van het valentie- of oxidatiegetal van het centrale atoom E. Uitgaande van de generieke formule HEO, wordt het volgende overwogen:
-O heeft valentie -2
-De valentie van de H is +1
Met dit in gedachten is de oxacid 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. kan hebben. Als de waarden +1, +3 en +4 tot zijn valenties behoren, "werkt" E met zijn laagste valentie.
Noem het zuur
Om HEO te noemen, begin je met het zuur te noemen, gevolgd door de naam van E met de achtervoegsels –ico, als je met de hoogste valentie werkt, of –oso, als je met de laagste valentie werkt. Als er drie of meer zijn, worden de voorvoegsels hypo- en per- gebruikt om naar de kleinste en grootste valenties te verwijzen.
HEO zou dus worden genoemd:
Hypo acid (E name) draagt
Aangezien +1 de kleinste van zijn drie valenties is. En als het HEO 2 was , dan zou E valentie +3 hebben en zou worden genoemd:
Zuur (E-naam) beer
En op dezelfde manier voor HEO 3 , waarbij E werkt met de valentie +5:
Zuur (E-naam) ico
Voorbeelden
Een reeks oxacids met hun respectievelijke nomenclaturen wordt hieronder vermeld.
Oxaciden van de groep halogenen
Halogenen grijpen in door oxaciden te vormen met de valenties +1, +3, +5 en +7. Chloor, broom en jodium kunnen 4 soorten oxaciden vormen die overeenkomen met deze valenties. Maar het enige oxzuur dat van fluor is gemaakt, is hypofluorzuur (HOF), dat onstabiel is.
Wanneer een oxacid van de groep de valentie +1 gebruikt, wordt het als volgt genoemd: hypochloorzuur (HClO); onderbromig zuur (HBrO); hypojoodzuur (HIO); hypofluorzuur (HOF).
Met de valentie +3 wordt geen voorvoegsel gebruikt en alleen het achtervoegsel beer. Er zijn de zuren chloorhoudend (HClO 2 ), broom (HBrO 2 ) en jodium (HIO 2 ).
Met de valentie +5 wordt geen voorvoegsel gebruikt en wordt alleen het achtervoegsel ico gebruikt. Er zijn chloorzuren (HClO 3 ), broomzuren (HBrO 3 ) en joodzuren (HIO 3 ).
Bij het werken met de valentie +7 worden het voorvoegsel per en het achtervoegsel ico gebruikt. Er zijn perchloorzuren (HClO 4 ), perbroomzuren (HBrO 4 ) en periodieke (HIO 4 ) zuren .
VIA Group Oxacids
De niet-metalen elementen van deze groep hebben de meest voorkomende valenties -2, +2, +4 en +6 en vormen drie oxaciden in de meest bekende reacties.
Met de valentie +2 worden het voorvoegsel hiccup en het achtervoegsel beer gebruikt. Er zijn de zuren hyposulfurous (H 2 SO 2 ), hyposelenious (H 2 SeO 2 ) en hypotelurous (H 2 TeO 2 ).
Met de valentie +4 wordt geen voorvoegsel gebruikt en wordt het achtervoegsel beer gebruikt. Er zijn zwavelhoudende zuren (H 2 SO 3 ), seleen (H 2 SeO 3 ) en veelkleurig (H 2 TeO 3 ).
En als ze werken met de valentie + 6, wordt er geen voorvoegsel gebruikt en wordt het achtervoegsel ico gebruikt. Er zijn zwavelzuur (H 2 SO 4 ), seleenzuur (H 2 SeO 4 ) en telluurzuur (H 2 TeO 4 ).
Boriumoxzuren
Borium heeft een valentie van +3. Er zijn metabolische zuren (HBO 2 ), pyrogeenzuur (H 4 B 2 O 5 ) en orthoboorzuur (H 3 BO 3 ). Het verschil zit in het aantal water dat reageert met booroxide.
Koolstofoxzuren
Koolstof heeft valenties +2 en +4. Voorbeelden: met valentie +2, koolstofhoudend zuur (H 2 CO 2 ) en met valentie +4, koolzuur (H 2 CO 3 ).
Chroomoxzuren
Chroom heeft valenties +2, +4 en +6. Voorbeelden: met valentie 2, hypochroomzuur (H 2 CrO 2 ); met valentie 4, chromochloride zuur (H 2 CrO 3 ); en met valentie 6, chroomzuur (H 2 CrO 4 ).
Siliciumoxzuren
Silicium heeft valenties -4, +2 en +4. Je hebt het metasiliciumzuur (H 2 SiO 3 ) en het pyrosiliciumzuur (H 4 SiO 4 ). Merk op dat Si in beide een valentie heeft van +4, maar het verschil zit in het aantal watermoleculen dat reageerde met zijn zuuroxide.
Referenties
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren.
- Editor. (6 maart 2012). Formulering en nomenclatuur van oxacids. Hersteld van: si-educa.net
- Wikipedia. (2018). Oxyzuur. Hersteld van: en.wikipedia.org
- Steven S. Zumdahl. (2019). Oxyzuur. Encyclopædia Britannica. Hersteld van: britannica.com
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (31 januari 2018). Gemeenschappelijke oxozure verbindingen. Hersteld van: thoughtco.com