Oxacidkarakteristika, hvordan de dannes, nomenklatur og eksempler



en oxosyre eller oxoacid er en ternær syre sammensat af hydrogen, oxygen og et ikke-metallisk element, der udgør det såkaldte centrale atom. Afhængigt af antallet af oxygenatomer og derfor oxidationstilstandene for det ikke-metalliske element kan flere oxider dannes.

Disse stoffer er rent uorganiske; Kulstof kan dog danne en af ​​de mest kendte oxysyrer: kulsyre, H2CO3. Som dens kemiske formel beviser i sig selv, har den tre atomer af O, en af ​​C og to af H.

De to H-atomer af H2CO3 de frigives til mediet som H+, hvilket forklarer dets sure egenskaber. Hvis en vandig opløsning af kulsyre opvarmes, frigives en gas.

Denne gas er kuldioxid, CO2, et uorganisk molekyle, der stammer fra forbrændingen af ​​carbonhydrider og cellulær respiration. Hvis CO blev returneret2 til vandbeholderen, H2CO3 ville blive dannet igen; Derfor dannes oxoacid, når et bestemt stof reagerer med vand.

Denne reaktion observeres ikke kun for CO2, men for andre uorganiske kovalente molekyler kaldet syreoxider.

Oxacider præsenterer et stort antal anvendelser, som er vanskelige at beskrive generelt. Dens anvendelse afhænger enormt af det centrale atom og antallet af oxygener.

De kan anvendes fra forbindelser til syntese af materialer, gødninger og sprængstoffer, selv til analytiske formål eller fremstilling af sodavand; som med kulsyre og phosphorsyre, H3PO4, udgør en del af sammensætningen af ​​disse drikkevarer.

indeks

  • 1 Karakteristika og egenskaber ved en oxacid
    • 1.1 Hydroxygrupper
    • 1,2 centralt atom
    • 1,3 sure styrke
  • 2 Hvordan dannes oxacider?
    • 2.1 Træningseksempler
    • 2.2 Metaloxysyrer
  • 3 nomenklaturen
    • 3.1 Beregning af valensen
    • 3.2 Udpeg syren
  • 4 eksempler
    • 4.1 Oxacider af halogengruppen
    • 4.2 Oxacider af VIA Gruppen
    • 4.3 Oxider af bor
    • 4.4 Oxacider af kulstof
    • 4.5 Chromoxysyrer
    • 4.6 Oxider af silicium
  • 5 referencer

Karakteristika og egenskaber ved en oxacid

Hydroxygrupper

Det øverste billede viser en generisk formel H.E.O for oxysyrer. Som det kan ses, har det hydrogen (H), oxygen (O) og et centralt atom (E); at i tilfælde af kulsyre er carbon, C.

Brintet i oxysyrerne er normalt forbundet med et oxygenatom og ikke til det centrale atom. Phosphorsyre, H3PO3, repræsenterer et bestemt tilfælde, hvor et af hydrogenerne er bundet til phosphoratomet; derfor er dens strukturformel bedst repræsenteret som (OH)2OPH.

Mens for nitrousyre, HNO2, har et skelet H-O-N = O, så det har en hydroxylgruppe (OH), som dissocierer for at frigive hydrogen.

Så et af de vigtigste karakteristika ved et oxacid er ikke kun, at det har ilt, men også at det er som en OH-gruppe.

På den anden side har nogle oxacider det, der kaldes en oxogruppe, E = O. I tilfælde af phosphorsyre har den en oxogruppe, P = O. De mangler H atomer, så de "er ikke ansvarlige" for surheden.

Central atom

Det centrale atom (E) kan eller ikke være et elektronegativt element, afhængigt af dets placering i blok p af det periodiske bord. På den anden side tiltrækker oxygen, et element lidt mere elektronegativt end nitrogen, elektroner fra OH-bindingen; således at frigivelsen af ​​H-ionet tillades+.

E er derfor forbundet med OH grupper. Når en H ion frigives+ ioniseringen af ​​syren forekommer; det vil sige, det erhverver en elektrisk ladning, som i sin sag er negativ. En oxacid kan frigøre så mange H-ioner+ som OH-grupper har i sin struktur; og jo mere der er, desto større er den negative ladning.

Svovl til svovlsyre

Svovlsyren, polyprotisk, har som molekylformel H2SW4. Denne formel kan også skrives som følger: (OH)2SW2, at understrege, at svovlsyre har to hydroxylgrupper bundet til svovl, dets centrale atom.

Reaktionerne af dets ionisering er:

H2SW4 => H+    +     HSO4-

Så frigives den anden H+ af den resterende OH-gruppe, langsommere til det punkt, hvor der kan etableres en balance:

HSO4-    <=>   H+    +     SW42-

Den anden dissociation er vanskeligere end den første, da en positiv ladning skal adskilles (H+) af en dobbelt negativ ladning (SO42-).

Syrefasthed

Styrken af ​​næsten alle oxacider, der har det samme centrale atom (ikke metal) stiger med stigningen i oxidationstilstanden af ​​det centrale element; som igen er direkte relateret til stigningen i antallet af iltatomer.

For eksempel er der vist tre serier af oxacider, hvis surhedskræfter er bestilt fra laveste til højeste:

H2SW3 < H2SW4

HNO2 < HNO3

HCIO < HClO2 < HClO3 < HClO4

I de fleste oxacider, som har forskellige elementer med samme oxidationstilstand, men tilhører samme gruppe i det periodiske bord, øges styrken af ​​syre direkte med det centrale atoms elektronegativitet:

H2SeO3 < H2SW3

H3PO4 < HNO3

HBrO4 < HClO4

Hvordan dannes oxacider?

Som nævnt i starten er oxider dannet, når visse stoffer, kaldet syreoxider, reagerer med vand. Dette vil blive forklaret ved anvendelse af det samme eksempel på kulsyre.

CO2   +    H2O     <=>    H2CO3

Acidoxid + vand => oxacid

Hvad sker der, er H-molekylet2Eller binder kovalent med CO2. Hvis vand fjernes ved varme, skiftes ligevægten til CO-regenerering2; det vil sige, en varm brus drikker mister sin brusende fornemmelse hurtigere end en kold en.

På den anden side dannes syreoxider, når et ikke-metallisk element reagerer med vand; selv om det reaktive element danner mere præcist et oxid med en kovalent karakter, hvis opløsning i vand genererer H ioner+.

Det er allerede blevet sagt, at H ioner+ er produktet af ioniseringen af ​​det resulterende oxysyre.

Træning eksempler

Chloroxid, Cl2O5, Reagerer med vand for at give klorsyre:

cl2O5  +    H2O => HClO3

Svovloxid, SO3, Reagerer med vand for at danne svovlsyre:

SW3   +    H2O => H2SW4

Og det periodiske oxid, jeg2O7, Reagerer med vand for at danne periodisk syre:

jeg2O7   +    H2O => HIO4

Ud over disse klassiske mekanismer til dannelse af oxysyrer er der andre reaktioner med samme formål.

F.eks. Phosphortrichlorid, PCl3, reagerer med vand for at producere phosphorsyre, en oxacid og saltsyre, en vandhalogen syre.

PCI3    +    3H2O => H3PO3 +      HCI

Og phosphorpentachlorid, PCl5, reagerer med vand for at give phosphorsyre og saltsyre.

PCI5   +    4 H2O => H3PO4    +    HCI

Metal oxacider

Nogle overgangsmetaller danner syreoxider, dvs. de opløses i vand for at give oxider.

Manganoxid (VII) (permangan vandfri) Mn2O7 og kromoxid (VI) er de mest almindelige eksempler.

Mn2O7   +    H2O => HMnO4 (permangansyre)

CrO3      +   H2O => H2CrO4 (chromsyre)

nomenklatur

Beregning af valensen

For at kunne betegne en oxacid korrekt skal man starte med at bestemme valens eller oxidationsnummeret for det centrale atom E. Fra den generiske formel HEO tages følgende i betragtning:

-O har valence -2

-Valens af H er +1

Med dette i betragtning er det oxidative HEO neutralt, så summen af ​​afgifterne for valensen skal svare til nul. Således har vi følgende algebraiske sum:

-2 + 1 + E = 0

E = 1

Derfor er valensen af ​​E +1.

Så skal vi ty til de mulige valenser, der kan have E. Hvis der mellem værdierne er værdierne +1, +3 og +4, E så "arbejder" med dens lavere valens.

Navngive syren

For at nævne HEO begynder du at kalde det syre efterfulgt af navnet E med suffikserne -ico, hvis du arbejder med højeste valens, u -oso, hvis du arbejder med den laveste valens. Når der er tre eller flere, bliver præfikserne hypo- og per- brugt til at referere til den mindste og største af valenserne..

Så ville HEO blive kaldt:

syre hiccough(navn på E)bære

Da +1 er den mindste af sine tre valenser. Og hvis det var HEO2, så ville E have valence +3 og det ville blive kaldt:

Syre (navn på E)bære

Og på samme måde for HEO3, med E arbejder med valence +5:

Syre (navn på E)ico

eksempler

Nedenfor er en række oxacider med deres respektive nomenklaturer.

Oxygrupper af halogengruppen

Halogenerne griber ind i dannelse af oxysyrer med valenserne +1, +3, +5 og +7. Klor, brom og iod kan danne 4 typer oxider, der svarer til disse valenser. Men det eneste oxacid, der er fremstillet af fluor, er hypofluorsyre (HOF), hvilket er ustabilt.

Når en oxysyre i gruppen anvender valensen +1, er den navngivet som følger: hypochlorsyre (HClO); hypobromsyre (HBrO); hypoiodose syre (HIO); Hypofluorsyre (HOF).

Med valens +3 præfiks er ikke brugt, og kun bære suffiks anvendes. Du har chlorosyrerne (HClO2), bromoso (HBrO)2) og Yodoso (HIO)2).

Med valence +5 præfiks bruges ikke, og kun suffiksen ico bruges. Du har klorsyrerne (HClO3), bromico (HBrO)3) og jod (HIO)3).

Når du arbejder med valensen +7, bruges præfikset pr og suffiksen ico. Du har perchlorinsyrer (HClO4), perbromic (HBrO)4) og periodisk (HIO)4).

Oxacider fra VIA Gruppen

Ikke-metallerne i denne gruppe har som deres mest almindelige valenser -2, +2, +4 og +6, dannet tre oxacider i de mest kendte reaktioner.

Med valensen +2 anvendes præfiks-hipo- og bjørnsuffikset. Du har hyposvovlsyrerne (H2SW2), hyposeløs (H2SeO2) og hypoteluroso (H2Teo2).

Med valence +4 præfiks er ikke brugt, og bjørn suffiks anvendes. Du har svovlsyrerne (H2SW3), selenisk (H2SeO3) og teluroso (H)2Teo3).

Og når de arbejder med valensen + 6, bruges præfiks ikke, og ico suffixet bruges. De har svovlsyrer (H2SW4), selenisk (H2SeO4) og tellurisk (H2Teo4).

Oxider af Bor

Bor har en valens +3. Du har de metaboliske syrer (HBO2), piroboric (H4B2O5) og orthoborisk (H3BO3). Forskellen er antallet af vand, som reagerer med boroxid.

Oxacider af kulstof

Carbon har valenser +2 og +4. Eksempler: med valens +2, carbonaceous syre (H2CO2), Og 4 valens, kulsyre (H2CO3).

Chromoxysyrer

Chrom har valenserne 2, 4 og 6. Eksempler: med valensen 2, hipocromoso syre (H2CrO2); med valens 4, chromsyre (H2CrO3); og med valens 6, chromsyre (H2CrO4).

Oxider af silicium

Silicium har valenser -4, +2 og +4. Det har metasilinsyre (H2SiO3) og pyrosilinsyre (H4SiO4). Bemærk, at i både den 4 valensen Hvis du har, men forskellen ligger i antallet af vandmolekyler, der omsættes med syren oxid.

referencer

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8. udgave). CENGAGE Learning.
  2. Editor. (6. marts 2012). Formulering og nomenklatur for oxaciderne. Hentet fra: si-educa.net
  3. Wikipedia. (2018). Oxysyren. Hentet fra: en.wikipedia.org
  4. Steven S. Zumdahl. (2019). Oxysyren. Encyclopædia Britannica. Hentet fra: britannica.com
  5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (31. januar 2018). Fælles Oxoacidforbindelser. Hentet fra: thoughtco.com