OXIDE: NOMENKLATUR, TYPEN, EIGENSCHAFTEN UND BEISPIELE - CHEMIE - 2025

Die Oxide sind eine Familie von binären Verbindungen, bei denen Wechselwirkungen zwischen dem Element und Sauerstoff auftreten. Ein Oxid hat also eine sehr allgemeine Formel vom Typ EO, wobei E ein beliebiges Element ist.

Abhängig von vielen Faktoren, wie der elektronischen Natur von E, seinem Ionenradius und seinen Valenzen, können sich verschiedene Arten von Oxiden bilden. Einige sind sehr einfach, andere, wie Pb ₃ O ₄ (Minium, Arcazón oder rotes Blei genannt), werden gemischt. das heißt, sie ergeben sich aus der Kombination von mehr als einem einfachen Oxid.

Rotes Blei, eine kristalline Verbindung, die Bleioxid enthält. Quelle: BXXXD, über Wikimedia Commons

Die Komplexität der Oxide kann jedoch noch weiter gehen. Es gibt Gemische oder Strukturen, in die mehr als ein Metall eingreifen kann und in denen auch die Anteile nicht stöchiometrisch sind. Im Fall von Pb ₃ O ₄ ist das Pb / O-Verhältnis gleich 3/4, wobei sowohl der Zähler als auch der Nenner ganze Zahlen sind.

In nichtstöchiometrischen Oxiden sind die Anteile Dezimalzahlen. E _0,75 O _1,78 ist ein Beispiel für ein hypothetisches nichtstöchiometrisches Oxid. Dieses Phänomen tritt bei den sogenannten Metalloxiden auf, insbesondere bei Übergangsmetallen (Fe, Au, Ti, Mn, Zn usw.).

Es gibt jedoch Oxide, deren Eigenschaften viel einfacher und differenzierbarer sind, wie z. B. ionischer oder kovalenter Charakter. In den Oxiden, in denen der ionische Charakter überwiegt, bestehen sie aus E ⁺ -Kationen und O ^2– -Anionen ; und diese rein kovalenten, die Einfachbindungen (E - O) oder Doppelbindungen (E = O).

Was den ionischen Charakter eines Oxids bestimmt, ist der Elektronegativitätsunterschied zwischen E und O. Wenn E ein sehr elektropositives Metall ist, hat EO einen hohen ionischen Charakter. Wenn E elektronegativ ist, nämlich ein Nichtmetall, ist sein Oxid EO kovalent.

Diese Eigenschaft definiert viele andere Eigenschaften von Oxiden, wie beispielsweise ihre Fähigkeit, in wässriger Lösung Basen oder Säuren zu bilden. Von hier kommen die sogenannten basischen und sauren Oxide. Diejenigen, die sich nicht wie eines der beiden verhalten oder im Gegenteil beide Eigenschaften aufweisen, sind neutrale oder amphotere Oxide.

Nomenklatur

Es gibt drei Möglichkeiten, Oxide zu benennen (die auch für viele andere Verbindungen gelten). Diese sind unabhängig vom ionischen Charakter des EO-Oxids korrekt, daher sagen ihre Namen nichts über seine Eigenschaften oder Strukturen aus.

Nomenclatura sistemática

Dados los óxidos EO, E ₂ O, E ₂ O ₃ und EO ₂ . Sin Embargo, Los Números Indican Las Proporciones Estequiométricas o la Relación E / O. A partir de estos números se les puede dar nombres aunque no se especifique con qué valencia "trabaja" E.

Los números de átomos tanto para E como para O, se señalan con los prefijos de numeración griega. De esta manera, mono quiere decir que hay un solo átomo; di-, dos átomos; tri-, tres átomos, y así sucesivamente.

Entonces, los nombres de los óxidos anteriores de acuerdo a la nomenclatura sistemática Sohn:

- Monó xido de E (EO).

- Monoxid von Di E (E ₂ O).

- Trioxid von Di E (E ₂ O ₃ ).

- Dioxid von E (EO ₂ ).

Wenn wir dann diese Nomenklatur für Pb ₃ O ₄ , das rote Oxid im ersten Bild, anwenden, haben wir:

Pb ₃ O ₄ : Tri- Blei tetra - Oxid .

Für viele Mischoxide oder mit hohen stöchiometrischen Verhältnissen ist es sehr nützlich, die systematische Nomenklatur zu verwenden, um sie zu benennen.

Aktiennomenklatur

Valencia

Obwohl nicht bekannt ist, welches Element E ist, reicht das E / O-Verhältnis aus, um zu wissen, welche Wertigkeit Sie in Ihrem Oxid verwenden. Wie? Nach dem Prinzip der Elektroneutralität. Dies erfordert, dass die Summe der Ladungen der Ionen in einer Verbindung gleich Null sein muss.

Dies erfolgt durch Annahme eines hohen ionischen Charakters für jedes Oxid. Somit hat O eine -2-Ladung, weil es O ^{2- ist} , und E muss n + beitragen, damit es die negativen Ladungen des Oxidanions neutralisiert.

Zum Beispiel arbeitet in EO das E-Atom mit der Valenz +2. Warum? Weil es sonst die Ladung -2 des einzigen O nicht neutralisieren könnte. Für E ₂ O hat E die Wertigkeit +1, da die Ladung +2 zwischen den beiden Atomen von E aufgeteilt werden muss.

Und in E ₂ O ₃ müssen zuerst die von O eingebrachten negativen Ladungen berechnet werden. Da es drei davon gibt, gilt: 3 (-2) = -6. Um die -6-Ladung zu neutralisieren, müssen die E +6 beitragen, aber da es zwei davon gibt, wird +6 durch zwei geteilt, so dass E eine Wertigkeit von +3 hat.

Mnemonische Regel

O hat in Oxiden immer eine Valenz von -2 (es sei denn, es ist ein Peroxid oder Superoxid). Eine mnemonische Regel zur Bestimmung der Wertigkeit von E besteht also darin, einfach die Zahl zu berücksichtigen, die mit dem O einhergeht. E hat andererseits die Zahl 2, die sie begleitet, und wenn nicht, bedeutet dies, dass es eine Vereinfachung gab.

Zum Beispiel ist in EO die Wertigkeit von E +1, denn selbst wenn es nicht geschrieben ist, gibt es nur ein O. Und für EO ₂ gab es eine Vereinfachung, da es keine 2 zu E gibt, und damit es erscheint, muss es mit multipliziert werden 2. Somit wird die Formel zu E ₂ O ₄ und die Wertigkeit von E beträgt dann +4.

Diese Regel schlägt jedoch für einige Oxide wie Pb ₃ O ₄ fehl . Daher ist es immer notwendig, Neutralitätsberechnungen durchzuführen.

Woraus besteht es

Sobald die Wertigkeit von E vorliegt, besteht die Bestandsnomenklatur darin, sie in Klammern und mit römischen Ziffern anzugeben. Von allen Nomenklaturen ist dies die einfachste und genaueste in Bezug auf die elektronischen Eigenschaften von Oxiden.

Wenn E andererseits nur eine Wertigkeit hat (die im Periodensystem zu finden ist), wird sie nicht angegeben.

Wenn also für Oxid EO E die Wertigkeit +2 und +3 hat, heißt es: (Name von E) (II) Oxid. Wenn E jedoch nur die Wertigkeit +2 hat, heißt sein Oxid: Oxid von (Name von E).

Traditionelle Nomenklatur

Um den Namen der Oxide zu erwähnen, müssen die Suffixe –ico oder –oso für die größeren oder kleineren Valenzen zu ihren lateinischen Namen hinzugefügt werden. Für den Fall, dass mehr als zwei vorhanden sind, werden die Präfixe –hipo für das kleinste und –per für das größte von allen verwendet.

Zum Beispiel arbeitet Blei mit den Valenzen +2 und +4. In PbO hat es eine Wertigkeit von +2, daher heißt es: Lot. Während PbO ₂ heißt: Bleioxid.

Und wie heißt Pb ₃ O ₄ nach den beiden vorhergehenden Nomenklaturen? Es hat keinen Namen. Warum? Weil Pb ₃ O ₄ tatsächlich aus einer Mischung 2 besteht; das heißt, der rote Feststoff hat eine doppelte Konzentration an PbO.

Aus diesem Grund wäre es falsch zu versuchen, Pb ₃ O ₄ einen Namen zu geben , der nicht aus systematischer Nomenklatur oder populärem Slang besteht.

Arten von Oxiden

Abhängig davon, welcher Teil des Periodensystems E ist und daher seine elektronische Natur, kann die eine oder andere Art von Oxid gebildet werden. Daraus ergeben sich mehrere Kriterien, um ihnen einen Typ zuzuweisen, aber die wichtigsten sind diejenigen, die sich auf ihre Säure oder Basizität beziehen.

Basische Oxide

Basische Oxide zeichnen sich dadurch aus, dass sie ionisch, metallisch und vor allem durch Auflösen in Wasser eine basische Lösung erzeugen. Um experimentell festzustellen, ob ein Oxid basisch ist, muss es in einen Behälter mit Wasser und darin gelöstem Universalindikator gegeben werden. Die Färbung vor der Zugabe des Oxids muss grün und pH-neutral sein.

Sobald das Oxid dem Wasser zugesetzt wird und seine Farbe von grün nach blau wechselt, bedeutet dies, dass der pH-Wert basisch geworden ist. Dies liegt daran, dass ein Löslichkeitsgleichgewicht zwischen dem gebildeten Hydroxid und dem Wasser hergestellt wird:

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

Obwohl das Oxid in Wasser unlöslich ist, löst sich nur ein kleiner Teil auf, um den pH-Wert zu ändern. Einige basische Oxide sind so löslich, dass sie ätzende Hydroxide wie NaOH und KOH erzeugen. Das heißt, Natrium- und Kaliumoxide, Na ₂ O und K ₂ O, sind sehr basisch. Beachten Sie die Wertigkeit von +1 für beide Metalle.

Säureoxide

Saure Oxide zeichnen sich durch ein nichtmetallisches Element aus, sind kovalent und erzeugen auch mit Wasser saure Lösungen. Auch hier kann der Säuregehalt mit dem Universalindikator überprüft werden. Wenn diesmal beim Hinzufügen des Oxids zum Wasser seine grüne Farbe rötlich wird, ist es ein saures Oxid.

Welche Reaktion findet statt? Der nächste:

EO ₂ (s) + H ₂ O (l) => H ₂ EO ₃ (aq)

Ein Beispiel für ein Säureoxid, das kein Feststoff, sondern ein Gas ist, ist CO ₂ . Wenn es sich in Wasser löst, bildet es Kohlensäure:

CO ₂ (g) + H ₂ O (l) H ₂ CO ₃ (aq)

Ebenso besteht CO ₂ nicht aus O ² -Anionen und C ⁴⁺ -Kationen , sondern aus einem Molekül, das durch kovalente Bindungen gebildet wird: O = C = O. Dies ist vielleicht einer der größten Unterschiede zwischen basischen Oxiden und Säuren.

Neutrale Oxide

Diese Oxide verändern die grüne Farbe von Wasser bei neutralem pH nicht; das heißt, sie bilden in wässriger Lösung keine Hydroxide oder Säuren. Einige von ihnen sind: N ₂ O, NO und CO. Wie CO haben sie kovalente Bindungen, die durch Lewis-Strukturen oder jede Bindungstheorie veranschaulicht werden können.

Amphotere Oxide

Eine andere Art, Oxide zu klassifizieren, hängt davon ab, ob sie mit einer Säure reagieren oder nicht. Wasser ist eine sehr schwache Säure (und auch eine Base), so dass amphotere Oxide nicht "ihre zwei Gesichter" aufweisen. Diese Oxide zeichnen sich durch Reaktion mit Säuren und Basen aus.

Aluminiumoxid ist beispielsweise ein amphoteres Oxid. Die folgenden zwei chemischen Gleichungen repräsentieren die Reaktion mit Säuren oder 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) + 2 NaOH (aq) + 3H ₂ O (l) => 2 NaAl (OH) ₄ (aq)

Al ₂ (SO ₄ ) ₃ ist das Aluminiumsulfatsalz und NaAl (OH) _{4 ist} ein komplexes Salz, das als Natriumtetrahydroxoaluminat bezeichnet wird.

Wasserstoffoxid, H ₂ O (Wasser), ist ebenfalls amphoter, und dies wird durch sein Ionisationsgleichgewicht belegt:

H ₂ O (1) H ₃ O ⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Mischoxide

Mischoxide sind solche, die aus der Mischung eines oder mehrerer Oxide im gleichen Feststoff bestehen. Pb ₃ O ₄ ist ein Beispiel dafür. Magnetit, Fe ₃ O ₄ , ist ebenfalls ein Beispiel für ein Mischoxid. Fe ₃ O ₄ ist eine Mischung aus FeO und Fe ₂ O ₃ im Verhältnis 1: 1 (im Gegensatz zu Pb ₃ O ₄ ).

Die Gemische können komplexer sein, wodurch eine Vielzahl von Oxidmineralien entsteht.

Eigenschaften

Die Eigenschaften von Oxiden hängen von ihrer Art ab. Oxide können ionisch ( ^{En +} O ^2- ) wie CaO (Ca ²⁺ O ^2– ) oder kovalent wie SO _{2 sein} , O = S = O.

Aufgrund dieser Tatsache und der Tendenz, dass Elemente mit Säuren oder Basen reagieren müssen, werden für jedes Oxid eine Reihe von Eigenschaften gesammelt.

Das Obige spiegelt sich auch in den physikalischen Eigenschaften wie Schmelz- und Siedepunkten wider. Ionenoxide neigen dazu, kristalline Strukturen zu bilden, die sehr hitzebeständig sind, so dass ihre Schmelzpunkte hoch sind (über 1000 ° C), während Kovalenten bei niedrigen Temperaturen schmelzen oder sogar Gase oder Flüssigkeiten sind.

Wie entstehen sie?

Quelle: Pete über Flickr

Oxide entstehen, wenn Elemente mit Sauerstoff reagieren. Diese Reaktion kann bei einfachem Kontakt mit sauerstoffreichen Atmosphären auftreten oder erfordert Wärme (z. B. eine leichtere Flamme). Das heißt, wenn ein Objekt verbrannt wird, reagiert es mit Sauerstoff (solange es in der Luft vorhanden ist).

Wenn Sie zum Beispiel ein Stück Phosphor nehmen und es in die Flamme legen, brennt es und bildet das entsprechende Oxid:

4P (s) + 5O ₂ (g) => P ₄ O ₁₀ (s)

Während dieses Prozesses können einige Feststoffe wie Kalzium mit einer hellen, bunten Flamme verbrennen.

Ein anderes Beispiel wird durch Verbrennen von Holz oder einer organischen Substanz erhalten, die Kohlenstoff enthält:

C (s) + O ₂ (g) => CO ₂ (g)

Wenn jedoch nicht genügend Sauerstoff vorhanden ist, wird anstelle von CO ₂ CO gebildet :

C (s) + 1 / 2O ₂ (g) => CO (g)

Beachten Sie, wie das C / O-Verhältnis zur Beschreibung verschiedener Oxide dient.

Beispiele für Oxide

Quelle: Von Yikrazuul aus Wikimedia Commons

Das obere Bild entspricht der Struktur des kovalenten Oxids I ₂ O ₅ , das stabilste, das Jod bildet. Beachten Sie ihre Einfach- und Doppelbindungen sowie die formalen Ladungen von I und Sauerstoff auf ihren Seiten.

Halogenoxide zeichnen sich dadurch aus, dass sie kovalent und hochreaktiv sind, wie dies bei O ₂ F ₂ (FOOF) und OF ₂ (FOF) der Fall ist . Chlordioxid, beispielsweise ClO ₂ , ist beispielsweise das einzige Chloroxid, das im industriellen Maßstab synthetisiert wird.

Da Halogene kovalente Oxide bilden, werden ihre "hypothetischen" Valenzen auf die gleiche Weise nach dem Prinzip der Elektroneutralität berechnet.

Übergangsmetalloxide

Neben den Halogenoxiden gibt es die Übergangsmetalloxide:

-CoO: Kobalt (II) -oxid; Kobaltoxid; u Kobaltmonoxid.

-HgO: Quecksilber (II) oxid; Quecksilberoxid; u Quecksilbermonoxid.

-Ag ₂ O: Silberoxid; Silberoxid; oder Diplom Monoxid.

-Au ₂ O ₃ : Gold (III) oxid; Auric Oxid; oder Dior Trioxid.

Zusätzliche Beispiele

-B ₂ O ₃ : Boroxid; Boroxid; oder Diborontrioxid.

-Cl ₂ O ₇ : Chloroxid (VII); Perchloroxid; Dichlorheptoxid.

-NO: Stickstoff (II) oxid; Stickstoffmonoxid; Stickstoffmonoxid.

Verweise

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