- Vlastnosti a vlastnosti oxokyseliny
- Hydroxylové skupiny
- Centrální atom
- Síra pro kyselinu sírovou
- Kyselina síla
- Jak vznikají oxidy?
- Příklady školení
- Oxidy kovů
- Nomenklatura
- Výpočet valence
- Pojmenujte kyselinu
- Příklady
- Oxkyseliny ze skupiny halogenů
- Oxacidy skupiny VIA
- Oxidy boru
- Oxidy uhlíku
- Oxidy chromu
- Oxidy křemíku
- Reference
Oxacid nebo oxokyseliny je kyselina ternární skládá z vodíku, kyslíku a nekovového prvku, který tvoří tzv centrálního atomu. V závislosti na počtu atomů kyslíku a tedy oxidačních stavech nekovového prvku se mohou tvořit různé oxidy.
Tyto látky jsou čistě anorganické; nicméně, uhlíku, mohou tvořit jeden z nejznámějších oxacids: kyselinu uhličitou, H 2 CO 3. Jak ukazuje jeho chemický vzorec, má tři atomy kyslíku, jeden atom uhlíku a dva atomy vodíku.
Zdroj: Pxhere
Tyto dva atomy H H 2 CO 3 se uvolňují do prostředí jako H +, což vysvětluje jeho kyselé vlastnosti. Zahřátím vodného roztoku kyseliny uhličité se uvolní plyn.
Tento plyn je oxid uhličitý, CO 2, anorganická molekula, která pochází ze spalování uhlovodíků a buněčné dýchání. Pokud CO 2 byly vráceny do zásobníku vody, H 2 CO 3 se znovu formu; proto oxo kyselina vzniká, když určitá látka reaguje s vodou.
Tato reakce není pozorována pouze pro CO 2, ale i pro ostatní anorganické kovalentních molekul tzv oxidy kyselin.
Oxacidy mají velké množství použití, které je obecně obtížné popsat. Jeho aplikace bude velmi záviset na centrálním atomu a počtu kyslíků.
Mohou být použity od sloučenin pro syntézu materiálů, hnojiv a výbušnin, pro analytické účely nebo výrobu nealkoholických nápojů; Stejně jako v případě kyseliny uhličité a kyseliny fosforečné, H 3 PO 4, který se vztahuje ke složení těchto nápojů.
Vlastnosti a vlastnosti oxokyseliny
Zdroj: Gabriel Bolívar
Hydroxylové skupiny
Obecný vzorec HEO pro oxidy je znázorněn na obrázku výše. Jak je vidět, má vodík (H), kyslík (O) a centrální atom (E); což je v případě kyseliny uhličité uhlík, C.
Vodík v oxidech je obvykle vázán na atom kyslíku a ne na centrální atom. Kyselina fosforitá, H 3 PO 3, představuje zvláštní případ, kde jeden z atomů vodíku je připojena k atomu fosforu; jeho strukturní vzorec je proto nejlépe reprezentován jako (OH) 2 OPH.
Zatímco pro kyseliny dusité, HNO 2, má HON = O páteř, tak to má hydroxylovou skupinu (OH), které se odloučí na uvolnění vodíku.
Jednou z hlavních charakteristik oxidů je tedy nejen to, že obsahuje kyslík, ale také to, že je přítomna také jako skupina OH.
Na druhé straně, některé oxidy mají to, co se nazývá oxo skupina, E = O. V případě kyseliny fosforečné má oxoskupinu, P = O. Chybí atomy H, takže nejsou „zodpovědné“ za kyselost.
Centrální atom
Centrální atom (E) může nebo nemusí být elektronegativní prvek, v závislosti na jeho umístění v p bloku periodické tabulky. Na druhé straně kyslík, prvek o něco více elektronegativní než dusík, přitahuje elektrony z OH vazby; což umožňuje uvolňování iontů H +.
E je proto spojen s OH skupinami. Když se uvolní H + ion, dojde k ionizaci kyseliny; to znamená, že získává elektrický náboj, což je v jeho případě záporné. Oxacid může uvolnit tolik H + iontů, kolik je ve své struktuře OH skupin; a čím více jich je, tím větší je záporný náboj.
Síra pro kyselinu sírovou
Kyselina sírová, polyprotic, má molekulární vzorec H 2 SO 4. Tento vzorec může být také psáno takto: (OH) 2 SO 2, zdůraznit, že kyselina sírová má dvě hydroxylové skupiny připojené k atomu síry, jeho centrálního atomu.
Reakce jeho ionizace jsou:
H 2 SO 4 => H + + HSO 4 -
Poté se druhá H + uvolní ze zbývající skupiny OH, pomaleji, dokud nebude dosaženo rovnováhy:
HSO 4 - <=> H + + SO 4 2–
Druhý disociace je těžší než první, protože kladný náboj (H +), musí být odděleny od dvojnásobně negativního náboje (SO 4 2-).
Kyselina síla
Síla téměř všech oxidů, které mají stejný centrální atom (ne kov), se zvyšuje se zvyšováním oxidačního stavu centrálního prvku; což zase přímo souvisí se zvýšením počtu atomů kyslíku.
Například jsou ukázány tři řady oxidů, jejichž kyselé síly jsou uspořádány od nejméně k největším:
H 2 SO 3 <H 2 SO 4
HNO 2 <HNO 3
HClO <HClO 2 <HClO 3 <HClO 4
Ve většině oxidů, které mají různé prvky se stejným oxidačním stavem, ale patří do stejné skupiny v periodické tabulce, se síla kyselosti zvyšuje přímo s elektronegativitou centrálního atomu:
H 2 SeO 3 <H 2 SO 3
H 3 PO 4 <HNO 3
HBrO 4 <HClO 4
Jak vznikají oxidy?
Jak bylo zmíněno na začátku, oxidy vznikají, když určité látky, nazývané oxidy kyselin, reagují s vodou. To bude vysvětleno pomocí stejného příkladu pro kyselinu uhličitou.
CO 2 + H 2 O <=> H 2 CO 3
Okyselina + voda => oxidy
Co se stane, je, že H 2 O molekula kovalentně váže s CO 2 molekuly. Když se voda odstraní tepla, rovnovážných posuny k regeneraci CO 2; to znamená, že horká soda ztratí svůj šumivý pocit dříve než chladný.
Na druhé straně, kyselé oxidy se vytvářejí, když nekovový prvek reaguje s vodou; ačkoli přesněji, když reaktivní prvek tvoří oxid s kovalentním charakterem, jeho rozpuštění ve vodě generuje ionty H +.
Již bylo řečeno, že ionty H + jsou produktem ionizace výsledné oxokyseliny.
Příklady školení
Chlorové oxid, Cl 2 O 5, reaguje s vodou za vzniku kyseliny chlorečné:
Cl 2 O 5 + H 2 O => HClO 3
Oxid sírová, SO 3, reaguje s vodou za vzniku kyseliny sírové:
SO 3 + H 2 O => H 2 SO 4
A periodické oxid, I 2 O 7, reaguje s vodou za vzniku kyseliny pravidelné:
I 2 O 7 + H 2 O => HIO 4
Kromě těchto klasických mechanismů pro tvorbu oxidů existují další reakce se stejným účelem.
Například, chlorid fosforitý, PCI 3, reaguje s vodou za vzniku kyseliny fosforité, s oxacid, a kyselinu chlorovodíkovou, kyselinu halogenovodíkovou.
PCI 3 + 3H 2 O => H 3 PO 3 + HCl
A chlorid fosforečný, PCI 5, reaguje s vodou za vzniku kyseliny fosforečné a kyseliny chlorovodíkové.
PCI 5 + 4 H 2 O => H 3 PO 4 + HCl
Oxidy kovů
Některé přechodné kovy vytvářejí kyselé oxidy, to znamená, že se rozpouštějí ve vodě za vzniku oxidů.
Mangan (VII) oxidu (manganistá bezvodý) Mn 2 O 7 a chrómu (VI) oxid, jsou nejběžnější příklady.
Mn 2 O 7 + H 2 O => HMnO 4 (kyselina manganistá)
CrO 3 + H 2 O => H 2 CrO 4 (kyselina chromová)
Nomenklatura
Výpočet valence
Pro správné pojmenování oxokyseliny musíme začít stanovením valenčního nebo oxidačního čísla centrálního atomu E. Počínaje obecným vzorcem HEO se uvažuje následující:
-O má valenci -2
- Valence H je +1
S ohledem na to je oxoidní HEO neutrální, takže součet poplatků za valence se musí rovnat nule. Máme tedy následující algebraický součet:
-2 + 1 + E = 0
E = 1
Proto valence E je +1.
Pak se musíme uchýlit k možným valencím, které může mít E. Pokud jsou hodnoty +1, +3 a +4 mezi jeho valencemi, pak E „pracuje“ s nejnižší valencí.
Pojmenujte kyselinu
Chcete-li jmenovat HEO, začněte voláním kyseliny, následované názvem E s příponami –ico, pokud pracujete s nejvyšší valencí, nebo –oso, pokud pracujete s nejnižší valencí. Jsou-li tři nebo více, použijí se předpony hypo- a per- pro označení nejmenší a největší valence.
HEO by se tedy jmenovalo:
Hypo kyselina (E název) medvěd
Protože +1 je nejmenší ze svých tří valencí. A pokud by to byl HEO 2, pak by E měl valenci +3 a byl by nazván:
Kyselina (E jméno) medvěd
A stejným způsobem pro HEO 3, kde E pracuje s valencí +5:
Kyselina (E jméno) ico
Příklady
Řada oxidů s příslušnými nomenklaturami je uvedena níže.
Oxkyseliny ze skupiny halogenů
Halogeny zasahují vytvářením oxokyselin s valencemi +1, +3, +5 a +7. Chlor, brom a jod mohou tvořit 4 typy oxidů odpovídajících těmto valencím. Jedinou oxokyselinou, která byla vyrobena z fluoru, je kyselina hypofluoro (HOF), která je nestabilní.
Když oxacid skupiny používá valenci +1, je pojmenován následovně: kyselina chlornanová (HClO); kyselina hypobromová (HBrO); kyselina hypoodinová (HIO); hypofluorokyselina (HOF).
U valence +3 se nepoužívá žádná předpona a používá se pouze příponový medvěd. Existuje Kyseliny chlorité (HClO 2), bromous (HBrO 2), a jodu (HIO 2).
U valence +5 se nepoužívá žádná předpona a používá se pouze přípona ico. Existuje chlorové (HClO 3), bromic (HBrO 3) a jodičné (HIO 3) kyseliny.
Při práci s valencí +7 se používá předpona i přípona ico. Existuje chloristé (HClO 4), perbromic (HBrO 4) a periodické (HIO 4) kyseliny.
Oxacidy skupiny VIA
Nonmetal prvky této skupiny mají nejvíce obyčejné valence -2, +2, +4, a +6, tvořit tři oxacids v nejvíce dobře známých reakcích.
U valence +2 se používá předpona škytavka a přípona medvěd. Tam jsou kyseliny hyposulfurous (H 2 SO 2), hyposelenious (H 2 SeO 2) a hypotelurous (H 2 Teo 2).
U valence +4 se nepoužívá předpona a používá se příponový medvěd. K dispozici jsou sirné kyseliny (H 2 SO 3), seleničité (H 2 SeO 3) a tellurous (H 2 Teo 3).
A když pracují s valencí + 6, nepoužívá se žádná předpona a používá se přípona ico. K dispozici jsou kyselina sírová (H 2 SO 4), selenová (H 2 SeO 4) a telurové (H 2 Teo 4).
Oxidy boru
Bor má valenci +3. Existují metabolické kyseliny (HBO 2), pyroborové (H 4 B 2 O 5) a ortoborické (H 3 BO 3). Rozdíl je v počtu vody, která reaguje s oxidem boritým.
Oxidy uhlíku
Uhlík má valence +2 a +4. Příklady: s valencí +2, kyselina uhlíkatý (H 2 CO 2), a s valencí +4, kyselina uhličitá (H 2 CO 3).
Oxidy chromu
Chrom má valence +2, +4 a +6. Příklady: s valencí 2, kyselina hypochromní (H 2 CrO 2); s valencí 4, kyselina chromnatý (H 2 CrO 3); a s valencí 6, kyselina chromová (H 2 CrO 4).
Oxidy křemíku
Křemík má valence -4, +2 a +4. Máte metakřemičité kyseliny (H 2 SiO 3), a pyrosilicic kyseliny (H 4 SiO 4). Všimněte si, že v obou případech má Si valenci +4, ale rozdíl spočívá v počtu molekul vody, které reagovaly s oxidem kyseliny.
Reference
- Whitten, Davis, Peck a Stanley. (2008). Chemie. (8. ed.). CENGAGE Učení.
- Editor. (6. března 2012). Formulace a nomenklatura oxidů. Obnoveno z: si-educa.net
- Wikipedia. (2018). Oxykyselina. Obnoveno z: en.wikipedia.org
- Steven S. Zumdahl. (2019). Oxykyselina. Encyclopædia Britannica. Obnoveno z: britannica.com
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (31. ledna 2018). Běžné oxokyselinové sloučeniny. Obnoveno z: thinkco.com