OXIDEN: NOMENCLATUUR, TYPEN, EIGENSCHAPPEN EN VOORBEELDEN - CHEMIE - 2025

De oxiden zijn een familie van binaire verbindingen met interacties tussen het element en zuurstof. Een oxide heeft dus een zeer algemene formule van het type EO, waarbij E een willekeurig element is.

Afhankelijk van vele factoren, zoals de elektronische aard van E, zijn ionenstraal en zijn valenties, kunnen verschillende soorten oxiden worden gevormd. Sommige zijn heel eenvoudig, en andere, zoals Pb ₃ O ₄ , (minium, arcazón of rood lood genoemd) zijn gemengd; dat wil zeggen, ze zijn het resultaat van de combinatie van meer dan één enkelvoudig oxide.

Rood lood, een kristallijne verbinding die loodoxide bevat. Bron: BXXXD, via Wikimedia Commons

Maar de complexiteit van de oxiden kan verder gaan. Er zijn mengsels of structuren waarin meer dan één metaal kan ingrijpen, en waarbij ook de verhoudingen niet stoichiometrisch zijn. In het geval van Pb ₃ O ₄ is de Pb / O-verhouding gelijk aan 3/4, waarvan zowel de teller als de noemer hele getallen zijn.

En los óxidos no estequiométricos las proporciones son números decimales. El E _0,75 O _1,78 , is een eenmalige hipotético geen estequiométrico. Het eerste fenomenale verschil met de nominale waarde van metalen, en het bijzonder met het metaal van de transición (Fe, Au, Ti, Mn, Zn, etc.).

Geen obstakels, bestaande uit verschillende karakteristieken en veel meer eenvoudige en verschillende soorten, met een carácter iónico of covalente. In het water zijn de belangrijkste kenmerken van het carácter iónico, de compondrán de cationes E ⁺ y aniones O ^2– ; y aquellos puramente covalentes, los enlaces simples (E – O) of dobles (E = O).

Het elektronegativiteitsverschil tussen E en O bepaalt het ionische karakter van een oxide. Wanneer E een sterk elektropositief metaal is, zal EO een hoog ionisch karakter hebben. Terwijl als E elektronegatief is, namelijk een niet-metaal, zijn oxide EO covalent zal zijn.

Deze eigenschap definieert vele andere die oxiden vertonen, zoals hun vermogen om basen of zuren te vormen in waterige oplossing. Van hieruit komen de zogenaamde basische en zuuroxiden. Degenen die zich niet gedragen als een van de twee, of die daarentegen beide kenmerken vertonen, zijn neutrale of amfotere oxiden.

Nomenclatuur

Er zijn drie manieren om oxiden te noemen (die ook voor veel andere verbindingen gelden). Deze zijn correct ongeacht het ionische karakter van het EO-oxide, dus hun namen zeggen niets over de eigenschappen of structuren ervan.

Systematische nomenclatuur

Gezien de oxiden EO, E ₂ O, E ₂ O ₃ en EO ₂ is op het eerste gezicht niet bekend wat er achter hun chemische formules schuilgaat. De cijfers geven echter de stoichiometrische verhoudingen of de E / O-verhouding aan. Van deze nummers kunnen ze namen krijgen, zelfs als niet is gespecificeerd met welke valentie het "werkt" E.

Het aantal atomen voor zowel E als O wordt aangegeven door de Griekse nummeringsvoorvoegsels. Op deze manier betekent mono- dat er maar één atoom is; di-, twee atomen; tri-, drie atomen, enzovoort.

De namen van de vorige oxiden volgens de systematische nomenclatuur zijn dus:

- Monoxide van E (EO).

- Monoxide van di E (E ₂ O).

- Tri- oxide van di E (E ₂ O ₃ ).

- Di- oxide van E (EO ₂ ).

Als we dan deze nomenclatuur toepassen voor Pb ₃ O ₄ , het rode oxide in de eerste afbeelding, hebben we:

Pb ₃ O ₄ : tri- lood tetra oxide .

Voor veel gemengde oxiden, of met hoge stoichiometrische verhoudingen, is het erg handig om de systematische nomenclatuur te gebruiken om ze te benoemen.

Voorraadnomenclatuur

Valencia

Hoewel het niet bekend is welk element E is, is de E / O-verhouding voldoende om te weten welke valentie u in uw oxide gebruikt. Hoe? Door het principe van elektroneutraliteit. Dit vereist dat de som van de ladingen van de ionen in een verbinding gelijk moet zijn aan nul.

Dit wordt gedaan door voor elk oxide een hoog ionisch karakter aan te nemen. O heeft dus een -2 lading omdat het O ^{2- is} , en E moet n + bijdragen zodat het de negatieve ladingen van het oxide-anion neutraliseert.

In EO werkt het E-atoom bijvoorbeeld met valentie +2. Waarom? Omdat het anders de -2 lading van de enige O niet zou kunnen neutraliseren.Voor E ₂ O heeft E valentie +1, aangezien de +2 lading verdeeld moet worden tussen de twee atomen van E.

En in E ₂ O ₃ moeten eerst de negatieve ladingen bijgedragen door O worden berekend, aangezien er drie zijn, dan: 3 (-2) = -6. Om de -6 lading te neutraliseren, moeten de E's +6 bijdragen, maar aangezien er twee zijn, wordt +6 gedeeld door twee, waardoor E een valentie van +3 overhoudt.

Mnemonische regel

O heeft altijd een -2 valentie in oxiden (tenzij het een peroxide of superoxide is). Dus een geheugensteuntje om de valentie van E te bepalen, is simpelweg rekening te houden met het nummer dat bij de O hoort. E, aan de andere kant, zal het nummer 2 vergezeld hebben, en zo niet, dan betekent dit dat er een vereenvoudiging was.

In EO is de valentie van E bijvoorbeeld +1, want zelfs als het niet geschreven is, is er maar één O. En voor EO ₂ , aangezien er geen 2 is die E vergezelt, was er een vereenvoudiging, en om het te laten verschijnen moet het worden vermenigvuldigd met 2. De formule wordt dus E ₂ O ₄ en de valentie van E is dan +4.

Deze regel faalt echter voor sommige oxiden, zoals Pb ₃ O ₄ . Daarom is het altijd nodig om neutraliteitsberekeningen uit te voeren.

Waar bestaat het uit

Zodra de valentie van E nabij is, bestaat de voorraadnomenclatuur uit het specificeren van deze tussen haakjes en met Romeinse cijfers. Van alle nomenclaturen is dit de eenvoudigste en meest nauwkeurige met betrekking tot de elektronische eigenschappen van oxiden.

Als E daarentegen slechts één valentie heeft (die te vinden is in het periodiek systeem), dan is deze niet gespecificeerd.

Dus voor oxide EO als E valentie +2 en +3 heeft, wordt het genoemd: (naam van E) (II) oxide. Maar als E alleen valentie +2 heeft, dan wordt zijn oxide genoemd: oxide van (naam van E).

Traditionele nomenclatuur

Om de naam van de oxiden te noemen, moeten de achtervoegsels –ico of –oso aan hun Latijnse namen worden toegevoegd, voor de grotere of kleinere valenties. In het geval dat er meer dan twee zijn, worden de voorvoegsels –hipo voor de kleinste en –per voor de grootste gebruikt.

Lood werkt bijvoorbeeld met valenties +2 en +4. In PbO heeft het een valentie van +2, dus het wordt loodoxide genoemd. Terwijl PbO ₂ wordt genoemd: loodoxide.

En hoe heet Pb ₃ O ₄ volgens de twee voorgaande nomenclaturen? Het heeft geen naam. Waarom? Omdat Pb ₃ O ₄ eigenlijk uit een mengsel 2 bestaat; dat wil zeggen, de rode vaste stof heeft een dubbele concentratie PbO.

Om deze reden zou het verkeerd zijn om te proberen Pb ₃ O ₄ een naam te geven die niet bestaat uit systematische nomenclatuur of populaire straattaal.

Soorten oxiden

Afhankelijk van welk deel van het periodiek systeem E is en dus de elektronische aard ervan, kan het ene of het andere type oxide worden gevormd. Hieruit ontstaan ​​meerdere criteria om ze een type toe te kennen, maar de belangrijkste zijn die gerelateerd aan hun zuurgraad of basiciteit.

Basische oxiden

Basische oxiden worden gekenmerkt doordat ze ionisch, metallisch zijn en, nog belangrijker, een basische oplossing genereren door op te lossen in water. Om experimenteel te bepalen of een oxide basisch is, moet het worden toegevoegd aan een bak met water en daarin opgelost universele indicator. De kleur voordat het oxide wordt toegevoegd, moet groen en pH-neutraal zijn.

Als het oxide eenmaal aan het water is toegevoegd en de kleur verandert van groen naar blauw, betekent dit dat de pH basisch is geworden. Dit komt omdat het een oplosbaarheidsbalans tot stand brengt tussen het gevormde hydroxide en het water:

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

Hoewel het oxide onoplosbaar is in water, lost slechts een klein deel op om de pH te veranderen. Sommige basische oxiden zijn zo oplosbaar dat ze bijtende hydroxiden genereren, zoals NaOH en KOH. Dat wil zeggen dat natrium- en kaliumoxiden, Na ₂ O en K ₂ O, erg basisch zijn. Let op de valentie van +1 voor beide metalen.

Zure oxiden

Zure oxiden worden gekenmerkt doordat ze een niet-metallisch element hebben, zijn covalent en genereren ook zure oplossingen met water. Nogmaals, de zuurgraad kan worden gecontroleerd met de universele indicator. Als deze keer wanneer het oxide aan het water wordt toegevoegd, de groene kleur roodachtig wordt, dan is het een zuur oxide.

Welke reactie vindt plaats? De volgende:

EO ₂ (s) + H ₂ O (l) => H ₂ EO ₃ (aq)

Een voorbeeld van een zuuroxide, dat geen vaste stof is, maar een gas, is CO ₂ . Wanneer het in water oplost, vormt het koolzuur:

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

Evenzo CO ₂ niet bestaat uit O ^2- anionen en C ^{4 +} kationen , maar een molecule gevormd door covalente bindingen: O = C = O. Dit is misschien wel een van de grootste verschillen tussen basische oxiden en zuren.

Neutrale oxiden

Deze oxiden veranderen de groene kleur van water niet bij een neutrale pH; dat wil zeggen, ze vormen geen hydroxiden of zuren in waterige oplossing. Sommigen van hen zijn: N ₂ O, NO en CO. Net als CO hebben ze covalente bindingen die kunnen worden geïllustreerd door Lewis-structuren of elke theorie van binding.

Amfotere oxiden

Een andere manier om oxiden te classificeren, hangt af van het al dan niet reageren met een zuur. Water is een erg zwak zuur (en ook een base), dus amfotere oxiden vertonen niet 'hun twee gezichten'. Deze oxiden worden gekenmerkt door een reactie met zowel zuren als basen.

Aluminiumoxide is bijvoorbeeld een amfoteer oxide. De volgende twee chemische vergelijkingen vertegenwoordigen de reactie met zuren of basen:

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 is het aluminiumsulfaatzout en NaAl (OH) _{4 is} een complex zout dat natriumtetrahydroxo-aluminaat wordt genoemd.

Waterstofoxide, H ₂ O (water), is ook amfoteer, en dit blijkt uit de ionisatiebalans:

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

Gemengde oxiden

Gemengde oxiden zijn oxiden die bestaan ​​uit het mengsel van een of meer oxiden in dezelfde vaste stof. Pb ₃ O ₄ is daar een voorbeeld van. Magnetiet, Fe ₃ O ₄ , is ook een ander voorbeeld van een gemengd oxide. Fe ₃ O ₄ is een mengsel van FeO en Fe ₂ O ₃ in een verhouding van 1: 1 (in tegenstelling tot Pb ₃ O ₄ ).

De mengsels kunnen complexer zijn, waardoor een rijke variatie aan oxidemineralen ontstaat.

Eigendommen

De eigenschappen van oxiden zijn afhankelijk van hun type. Oxiden kunnen ionisch zijn (E ^{n +} O ^2- ), zoals CaO (Ca ²⁺ O ^2– ), of covalent, zoals SO ₂ , O = S = O.

Uit dit feit, en uit de neiging dat elementen moeten reageren met zuren of basen, worden voor elk oxide een aantal eigenschappen verzameld.

Het bovenstaande wordt ook weerspiegeld in de fysische eigenschappen zoals smelt- en kookpunten. Ionische oxiden hebben de neiging om kristallijne structuren te vormen die zeer hittebestendig zijn, dus hun smeltpunten zijn hoog (boven 1000 ° C), terwijl covalenten smelten bij lage temperaturen, of zelfs gassen of vloeistoffen zijn.

Hoe worden ze gevormd?

Bron: Pete via Flickr

Oxiden worden gevormd wanneer elementen reageren met zuurstof. Deze reactie kan optreden bij eenvoudig contact met zuurstofrijke atmosferen, of vereist warmte (zoals een lichtere vlam). Dat wil zeggen, bij het verbranden van een voorwerp reageert het met zuurstof (zolang het in de lucht aanwezig is).

Als je bijvoorbeeld een stukje fosfor neemt en dit in de vlam plaatst, zal het verbranden en het overeenkomstige oxide vormen:

4P (s) + 5O ₂ (g) => P ₄ O ₁₀ (s)

Tijdens dit proces kunnen sommige vaste stoffen, zoals calcium, branden met een heldere, kleurrijke vlam.

Een ander voorbeeld wordt verkregen door hout of een organische stof te verbranden die koolstof bevat:

C (s) + O ₂ (g) => CO ₂ (g)

Maar als er onvoldoende zuurstof is, wordt CO gevormd in plaats van CO ₂ :

C (s) + 1 / 2O ₂ (g) => CO (g)

Merk op hoe de C / O-verhouding dient om verschillende oxiden te beschrijven.

Voorbeelden van oxiden

Bron: door Yikrazuul, van Wikimedia Commons

De bovenste afbeelding komt overeen met de structuur van het covalente oxide I ₂ O ₅ , het meest stabiele dat jodium vormt. Let op hun enkele en dubbele bindingen, evenals de formele ladingen van I en zuurstofatomen aan hun zijden.

Halogeenoxiden worden gekenmerkt doordat ze covalent en zeer reactief zijn, zoals de gevallen van O ₂ F ₂ (FOOF) en OF ₂ (FOF). Chloordioxide, ClO ₂ , is bijvoorbeeld het enige chlooroxide dat op industriële schaal wordt gesynthetiseerd.

Omdat halogenen covalente oxiden vormen, worden hun "hypothetische" valenties op dezelfde manier berekend via het principe van elektroneutraliteit.

Overgangsmetaaloxiden

Naast de halogeenoxiden zijn er de overgangsmetaaloxiden:

-CoO: kobalt (II) oxide; kobaltoxide; u kobaltmonoxide.

-HgO: kwik (II) oxide; kwikoxide; u kwikmonoxide.

-Ag ₂ O: zilveroxide; zilveroxide; of diplomaat monoxide.

-Au ₂ O ₃ : goud (III) oxide; aurisch oxide; of dior trioxide.

Aanvullende voorbeelden

-B ₂ O ₃ : booroxide; booroxide; of diboortrioxide.

-Cl ₂ O ₇ : chlooroxide (VII); perchloorzuur; dichloorheptoxide.

-NO: stikstof (II) oxide; Stikstofoxide; stikstofmonoxide.

Referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde. (vierde druk). Mc Graw Hill.
2. Metaal en niet-metaaloxiden. Genomen uit: chem.uiuc.edu
3. Gratis chemie online. (2018). Oxiden en ozon. Genomen uit: freechemistryonline.com
4. Toppr. (2018). Eenvoudige oxiden. Genomen van: toppr.com
5. Steven S. Zumdahl. (7 mei 2018). Oxyde. Encyclopediae Britannica. Genomen uit: britannica.com
6. Chemie LibreTexts. (24 april 2018). Oxiden. Genomen uit: chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). Voorbeelden van oxiden. Hersteld van: quimicas.net