ÒXIDS: NOMENCLATURA, TIPUS, PROPIETATS I EXEMPLES - QUIMICA - 2025

Els òxids són una família de compostos binaris on hi ha interaccions entre l'element i l'oxigen. De manera que un òxid té una fórmula molt general de l'tipus EO, on E és qualsevol element.

Depenent de molts factors, com la naturalesa electrònica d'E, el seu radi iònic, i les seves valències, poden formar diversos tipus d'òxids. Alguns són molt simples, i altres, com el Pb ₃ O ₄, (denominat mini, arcazón o plom vermell) són mixtes; és a dir, resulten de la combinació de més d'un òxid simple.

Plom vermell, compost cristal·lí que conté òxid de plom. Font: BXXXD, via Wikimedia Commons

Però la complexitat dels òxids pot anar més enllà. Hi mescles o estructures en les quals poden intervenir més d'un metall, i on a més les proporcions no siguin estequiomètriques. En el cas de l'Pb ₃ O ₄, la relació Pb / O és igual a 3/4, de la qual tant el numerador com el denominador són nombres enters.

En els òxids no estequiomètrics les proporcions són nombres decimals. L'E _0.75 O _1.78, és un exemple d'un òxid hipotètic no estequiomètric. Aquest fenomen succeeix amb els anomenats òxids metàl·lics, especialment amb els metalls de transició (Fe, Au, Tu, Mn, Zn, etc.).

No obstant això, hi òxids les seves característiques són molt més simples i diferenciables, com ho és el caràcter iònic o covalent. En aquells òxids on predomini el caràcter iònic, es compondran de cations I ⁺ i anions O ^2-; i aquells purament covalents, els enllaços simples (E-O) o dobles (E = O).

El que dictamina el caràcter iònic d'un òxid és la diferència d'electronegativitat entre E i O. Quan E és un metall molt electropositiu, llavors EO tindrà un alt caràcter iònic. Mentre que si E és electronegatiu, a saber un no metall, el seu òxid EO serà covalent.

Aquesta propietat defineix moltes altres exhibides pels òxids, com ho és la seva capacitat de formar bases o àcids en dissolució aquosa. D'aquí sorgeixen els anomenats òxids bàsics i àcids. Els que no es comportin com cap dels dos, o que per contra manifestin les dues característiques, són òxids neutres o amfòters.

Nomenclatura

Hi ha tres maneres d'esmentar els òxids (les quals s'apliquen també a molts altres compostos). Aquestes són correctes sense importar el caràcter iònic de l'òxid EO, pel que els seus noms no diuen res respecte a les seves propietats ni estructures.

Nomenclatura sistemàtica

Donats els òxids EO, I ₂ O, E ₂ O ₃ i EO _febrer, a primera vista no pot conèixer-se què hi ha darrere de les seves fórmules químiques. No obstant això, els números indiquen les proporcions estequiomètriques o la relació I / O. A partir d'aquests números se'ls pot donar noms encara que no s'especifiqui amb quina valència "treballa" I.

Els números d'àtoms tant per E com per O, s'assenyalen amb els prefixos de numeració grega. D'aquesta manera, mono- vol dir que hi ha un sol àtom; di-, dos àtoms; tri-, tres àtoms, i així successivament.

Llavors, els noms dels òxids anteriors d'acord a la nomenclatura sistemàtica són:

- Mono xid d'E (EO).

- Mono xid de di E (E ₂ O).

- Tri òxid de di E (E ₂ O ₃).

- Vaig donar òxid d'E (EO ₂).

Aplicant llavors aquesta nomenclatura per al Pb ₃ O ₄, l'òxid vermell de la primera imatge, es té:

Pb ₃ O ₄: tetra òxid de tri plom.

Per a molts òxids mixtes, o amb proporcions estequiomètriques elevades, resulta de gran utilitat recórrer a la nomenclatura sistemàtica per nomenar-los.

Nomenclatura estoc

València

Encara que no es conegui quin element sigui E, n'hi ha prou amb la relació I / O per conèixer què valència s'usa amb el òxid. Com? Mitjançant el principi de electroneutralitat. Aquest exigeix ​​que la suma de les càrregues dels ions en un compost hagi de ser igual a zero.

Això es fa assumint un caràcter iònic alt per a qualsevol òxid. Així, l'O té càrrega -2 per tractar-se d'el O ^2-, i E ha d'aportar n + de manera que neutralitzi les càrregues negatives de l'anió òxid.

Per exemple, en el EO l'àtom I treballa amb valència +2. Per què? Perquè en cas contrari no podria neutralitzar la càrrega -2 de l'únic O. Per l'E ₂ O, l'E té valència +1, ja que la càrrega +2 ha de dividir-se entre els dos àtoms d'E

I en el I ₂ O ₃, han de calcular primer les càrregues negatives aportades per l'O Com són tres d'ells, llavors: 3 (-2) = -6. Per neutralitzar la càrrega -6 es requereix que els E aportin + 6, però a causa de que hi ha dos d'ells, + 6 es divideix entre dos, quedant I amb valència de +3.

regla mnemotècnica

El O sempre té valència -2 en els òxids (llevat que es tracti d'un peròxid o superòxid). Pel que una regla mnemotècnica per determinar la valència d'E consisteix simplement en prendre en compte el nombre que acompanya l'O I, per la seva banda, tindrà el número 2 acompanyant, i si no és així, vol dir que hi va haver una simplificació.

Per exemple, en EO la valència d'E és +1, perquè encara que no s'escrigui, hi ha un sol O. I per al EO _febrer, al no haver-hi un 2 acompanyant E, hi va haver una simplificació, i perquè aparegui ha de multiplicar-se per 2. Així, la fórmula queda com e ₂ O ₄ i la valència d'e és llavors +4.

No obstant això, aquesta regla falla per a alguns òxids, com el Pb ₃ O ₄. Per tant, sempre és necessari realitzar els càlculs de neutralitat.

En què consisteix

Un cop tenint a mà la valència d'E, la nomenclatura estoc consisteix en especificar-la d'aquí a uns parèntesi i amb xifres romanes. De totes les nomenclatures aquesta és la més simple i precisa pel que fa a les propietats electròniques dels òxids.

Si E, d'altra banda, té una sola valència (la qual pot consultar-se en la taula periòdica), llavors aquesta no s'especifica.

Així, per l'òxid EO si E té valència +2 i +3, es diu: òxid de (nom d'E) (II). Però si E només té valència +2, llavors la seva òxid es diu: òxid de (nom d'E).

Nomenclatura tradicional

Per esmentar el nom dels òxids s'ha d'afegir als seus noms en llatí els sufixos -ic o -ós, per a les valències més grans o petites. En el cas que hi hagi més de dos, es recorre llavors als prefixos -hipo, per a la més petita, i -per, per a la major de totes.

Per exemple, el plom treballa amb valències +2 i +4. Al PbO té valència +2, de manera que es diu: òxid plumboso. Mentre que el PbO ₂ es diu: òxid plúmbico.

I el Pb ₃ O ₄, com es diu d'acord a les dues nomenclatures anteriors? No té nom. Per què? Perquè el Pb ₃ O ₄ consisteix realment d'una barreja 2; és a dir, el sòlid vermell té doble concentració de PbO.

Per aquesta raó seria incorrecte intentar donar-li un nom a l'Pb ₃ O ₄ que no consisteixi de la nomenclatura sistemàtica o de l'argot popular.

Tipus d'òxids

Depenent de quina part de la taula periòdica es trobi E i, per tant, la seva naturalesa electrònica, es pot formar un tipus d'òxid o un altre. D'aquí sorgeixen múltiples criteris per assignar-los un tipus, però els més importants són aquells relacionats amb la seva acidesa o basicitat.

òxids bàsics

Els òxids bàsics es caracteritzen per ser iònics, metàl·lics, i més important, generar una solució bàsica a l'dissoldre en l'aigua. Per determinar experimentalment si un òxid és bàsic, ha d'agregar a un recipient amb aigua i indicador universal dissolt en ella. La seva coloració abans de afegir-li el òxid ha de ser verd, pH neutre.

Un cop afegit l'òxid a l'aigua, si el seu color canvia de verd a blau, vol dir que el pH es va tornar bàsic. Això es deu al fet que estableix un equilibri de solubilitat entre l'hidròxid format i l'aigua:

EO (s) + H ₂ O (l) => I (OH) ₂ (s) <=> I ^{2 +} (ac) + OH ^- (aq)

Encara que l'òxid sigui insoluble en l'aigua, només cal que una porció petita es dissolgui per modificar el pH. Alguns òxids bàsics són tan solubles que generen hidròxids càustics com el NaOH i KOH. És a dir, els òxids de sodi i potassi, Na ₂ O i K ₂ O, són molt bàsics. Cal notar la valència de +1 per a tots dos metalls.

òxids àcids

Els òxids àcids es caracteritzen per tenir un element no metàl·lic, són covalents, ia més, generen solucions àcides amb l'aigua. Novament, es pot comprovar la seva acidesa amb l'indicador universal. Si aquesta vegada a l'afegir l'òxid a l'aigua, el seu color verd es torna vermellós, llavors es tracta d'un òxid àcid.

Quina reacció pren lloc? La següent:

EO ₂ (s) + H ₂ O (l) => H ₂ EO ₃ (ac)

Un exemple d'un òxid àcid, que no és un sòlid, sinó un gas, és el CO ₂. Quan aquest es dissol en aigua, forma l'àcid carbònic:

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

Així mateix, el CO ₂ no consisteix a anions O ^2- i cations C ⁴⁺, sinó en una molècula formada per enllaços covalents: O = C = O. Aquesta és potser una de les majors diferències entre els òxids bàsics i els àcids.

òxids neutres

Aquests òxids no canvien el color verd de l'aigua a pH neutre; és a dir, no formen hidròxids, ni àcids en solució aquosa. Alguns d'ells són: N ₂ O, NO i CO. A l'igual que el CO, tenen enllaços covalents que poden il·lustrar-per estructures de Lewis o qualsevol teoria de l'enllaç.

òxids amfòters

Una altra forma de classificar els òxids depèn de si reaccionen o no amb un àcid. L'aigua és un àcid molt feble (i una base també), de manera que els òxids amfòters no exhibeixen "les seves dues cares". Aquests òxids es caracteritzen per reaccionar tant amb àcids com amb bases.

L'òxid d'alumini, per exemple, és un òxid amfòter. Les següents dues equacions químiques representen la seva reacció amb àcids o bases:

A l' ₂ O ₃ (s) + 3H ₂ SO ₄ (aq) => A l' ₂ (SO ₄) ₃ (ac) + 3H ₂ O (l)

A l' ₂ O ₃ (s) + 2NaOH (ac) + 3H ₂ O (l) => 2NaAl (OH) ₄ (ac)

El A l' ₂ (SO ₄) ₃ és la sal sulfat d'alumini, i el NaAl (OH) ₄ una sal complexa anomenada tetrahidroxo aluminat de sodi.

L'òxid d'hidrogen, H ₂ O (l'aigua), també és anfotérico, i això s'evidencia en el seu equilibri d'ionització:

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

òxids mixtes

Els òxids mixtos són aquells que consisteixen de la barreja d'un o més òxids en un mateix sòlid. El Pb ₃ O ₄ és un exemple d'ells. La magnetita, Fe ₃ O ₄, és també un altre exemple d'un òxid mixt. El Fe ₃ O ₄ és una barreja de LLEIG i Fe ₂ O ₃ en proporcions 1: 1 (a diferència de l'Pb ₃ O ₄).

Les barreges poden ser més complexes, originant així una varietat rica de minerals d'òxids.

propietats

Les propietats dels òxids depenen del seu tipus. Els òxids poden ser iònics (E ^{n +} O ^2-), com el CaO (Ca ²⁺ O ^2-), o covalents, com el SO ₂, O = S = O.

A partir d'aquest fet, i de la tendència que tenen els elements de reaccionar amb àcids o bases, es recullen un nombre de propietats per a cada òxid.

Així mateix, l'anterior es reflecteix en les propietats físiques com els punts de fusió i ebullició. Els òxids iònics tendeixen a formar estructures cristal·lines molt resistents a la calor, pel que els seus punts de fusió són elevats (superiors als 1000ºC), mentre que els covalents fonen a baixes temperatures, o fins i tot són gasos o líquids.

Com es formen?

Font: Pete via Flickr

Els òxids es formen quan els elements reaccionen amb l'oxigen. Aquesta reacció pot ocórrer amb el simple contacte amb atmosferes riques en oxigen, o requereix de calor (com el de la flama d'un encenedor). És a dir, a l'cremar un objecte aquest reacciona amb l'oxigen (sempre que estigui present en l'aire).

Si es pren un tros de fòsfor, per exemple, i es col·loca en la flama, aquest cremarà i formarà l'òxid corresponent:

4P (s) + 5O ₂ (g) => P ₄ O ₁₀ (es)

Durant aquest procés alguns sòlids, com el calci, poden cremar amb una flama brillant i acolorida.

Un altre exemple s'obté a l'cremar fusta o qualsevol substància orgànica, les quals posseeixen carboni:

C (s) + O ₂ (g) => CO ₂ (g)

Però si hi ha una insuficiència d'oxigen es forma CO en lloc de CO ₂:

C (s) + 1 / 2O ₂ (g) => CO (g)

Cal notar com la relació C / O serveix per descriure òxids diferents.

Exemples d'òxids

Font: By Yikrazuul, from Wikimedia Commons

La imatge superior correspon a l'estructura de l'òxid covalent I ₂ O ₅, el més estable que forma de l'iode. Cal notar seus enllaços simples i dobles, així com les càrregues formals de l'I i dels oxígens als seus laterals.

Els òxids dels halògens es caracteritzen per ser covalents i molt reactius, com a tal són els casos de l'O ₂ F ₂ (FOOF) i OF ₂ (FOF). El diòxid de clor, ClO ₂, per exemple, és l'únic òxid de clor que es sintetitza a escales industrials.

A causa que els halògens formen òxids covalents, es calcula de la mateixa manera els seus "hipotètiques" valències a través del principi de la electroneutralitat.

Òxids de metalls de transició

A més dels òxids de halògens, es té als òxids dels metalls de transició:

-COO: òxid de cobalt (II); òxid cobaltoso; o monòxid de cobalt.

-HgO: òxid de mercuri (II); òxid mercúric; o monòxid de mercuri.

-Ag ₂ O: òxid de plata; òxid argèntic; o monòxid de diplata.

-Au ₂ O ₃: òxid d'or (III); òxid aurica; o triòxid de Dioro.

exemples addicionals

-B ₂ O ₃: òxid de bor; òxid bòric; o triòxid de diboro.

-Cl ₂ O ₇: òxid de clor (VII); òxid perclòric; heptóxido de diclor.

-NO: òxid de nitrogen (II); òxid nítric; monòxid de nitrogen.

referències

1. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgànica. (Quarta edició). Mc Graw Hill.
2. Metall and Nonmetal Oxides. Pres de: chem.uiuc.edu
3. Free Chemistry Online. (2018). Oxides and Ozone. Pres de: freechemistryonline.com
4. Toppr. (2018). Simple Oxides. Pres de: toppr.com
5. Steven S. Zumdahl. (07 de maig del 2018). S'oxidi. Encyclopediae Britannica. Pres de: britannica.com
6. Chemistry LibreTexts. (24 d'abril del 2018). Oxides. Pres de: chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). Exemples d'Òxids. Recuperat de: quimicas.net