Il ossidi Sono una famiglia di composti binari in cui ci sono interazioni tra l'elemento e l'ossigeno. Quindi un ossido ha una formula molto generale del tipo EO, dove E è qualsiasi elemento.
A seconda di molti fattori, come la natura elettronica di E, il suo raggio ionico e le sue valenze, possono formarsi vari tipi di ossidi. Alcuni sono molto semplici e altri, come Pb3O4, (chiamati minio, arcazón o piombo rosso) sono mescolati; cioè, risultano dalla combinazione di più di un semplice ossido.
Ma la complessità degli ossidi può andare oltre. Esistono miscele o strutture in cui può intervenire più di un metallo, e dove anche le proporzioni non sono stechiometriche. Nel caso di Pb3O4, il rapporto Pb / O è pari a 3/4, di cui sia numeratore che denominatore sono numeri interi.
Negli ossidi non stechiometrici le proporzioni sono numeri decimali. L'E0.75O1.78, è un esempio di un ipotetico ossido non stechiometrico. Questo fenomeno si verifica con i cosiddetti ossidi metallici, soprattutto con i metalli di transizione (Fe, Au, Ti, Mn, Zn, ecc.).
Tuttavia, ci sono ossidi le cui caratteristiche sono molto più semplici e differenziabili, come il carattere ionico o covalente. In quegli ossidi dove predomina il carattere ionico, saranno composti da cationi E+ e anioni ODue-; e quelli puramente covalenti, i legami singoli (E-O) o doppi (E = O).
Ciò che determina il carattere ionico di un ossido è la differenza di elettronegatività tra E e O. Quando E è un metallo altamente elettropositivo, EO avrà un carattere ionico elevato. Mentre se E è elettronegativo, cioè un non metallo, il suo ossido EO sarà covalente.
Questa proprietà definisce molte altre esibite dagli ossidi, come la loro capacità di formare basi o acidi in soluzione acquosa. Da qui provengono i cosiddetti ossidi basici e acidi. Quelli che non si comportano come nessuno dei due, o che al contrario mostrano entrambe le caratteristiche, sono ossidi neutri o anfoteri.
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Esistono tre modi per denominare gli ossidi (che si applicano anche a molti altri composti). Questi sono corretti indipendentemente dal carattere ionico dell'ossido di EO, quindi i loro nomi non dicono nulla sulle sue proprietà o strutture.
Dati gli ossidi EO, EDueO, EDueO3 e EODue, a prima vista non è possibile sapere cosa c'è dietro le loro formule chimiche. Tuttavia, i numeri indicano i rapporti stechiometrici o il rapporto E / O. Da questi numeri si possono dare nomi anche se non è specificato con quale valenza "funziona" E.
I numeri di atomi sia per E che per O sono indicati dai prefissi di numerazione greci. In questo modo, mono- significa che c'è un solo atomo; di-, due atomi; tri-, tre atomi e così via.
Quindi, i nomi dei precedenti ossidi secondo la nomenclatura sistematica sono:
-ScimmiaE ossido (EO).
-Scimmiaossido di ha datoE (EDueO).
-Triossido di ha datoE (EDueO3).
-Ha datoE ossido (EODue).
Applicando quindi questa nomenclatura per Pb3O4, l'ossido rosso della prima immagine, hai:
Pb3O4: tetraossido di tricondurre.
Per molti ossidi misti, o con rapporti stechiometrici elevati, è molto utile utilizzare la nomenclatura sistematica per denominarli.
Sebbene non sia noto quale sia l'elemento E, è sufficiente con il rapporto E / O per sapere quale valenza stai usando nel tuo ossido. Come? Secondo il principio dell'elettroneutralità. Ciò richiede che la somma delle cariche degli ioni in un composto sia uguale a zero.
Questo viene fatto assumendo un elevato carattere ionico per qualsiasi ossido. Quindi, l'O ha carica -2 perché è l'ODue-, ed E deve contribuire n + in modo da neutralizzare le cariche negative dell'anione ossido.
Ad esempio, in EO l'atomo E funziona con valenza +2. Perché? Perché altrimenti non potrebbe neutralizzare la carica -2 del solo O. Per l'EDueOppure, E ha valenza +1, poiché la carica +2 deve essere divisa tra i due atomi di E..
E in EDueO3, Devono essere calcolate per prime le cariche negative apportate da O. Poiché ce ne sono tre, quindi: 3 (-2) = -6. Per neutralizzare la carica di -6, le E devono contribuire con +6, ma poiché ce ne sono due, +6 viene diviso per due, lasciando E con una valenza di +3.
O ha sempre una valenza -2 negli ossidi (a meno che non sia un perossido o un superossido). Quindi una regola mnemonica per determinare la valenza di E consiste semplicemente nel prendere in considerazione il numero che accompagna la O. E, invece, avrà il numero 2 ad accompagnarlo, e se no, significa che c'è stata una semplificazione.
Ad esempio, in EO la valenza di E è +1, perché anche se non è scritta, c'è solo una O. E per EODue, Poiché non c'è 2 che accompagna E, c'è stata una semplificazione e perché appaia deve essere moltiplicata per 2. Quindi, la formula rimane come EDueO4 e la valenza di E è quindi +4.
Tuttavia, questa regola fallisce per alcuni ossidi, come il Pb3O4. Pertanto, è sempre necessario eseguire calcoli di neutralità.
Una volta che la valenza di E è a portata di mano, la nomenclatura stock consiste nello specificarla tra parentesi e con numeri romani. Di tutte le nomenclature questa è la più semplice e accurata rispetto alle proprietà elettroniche degli ossidi..
Se E, d'altra parte, ha una sola valenza (che può essere trovata nella tavola periodica), allora non è specificata..
Quindi, per l'ossido EO se E ha valenza +2 e +3, è chiamato: (nome di E) (II) ossido. Ma se E ha solo valenza +2, allora il suo ossido è chiamato: ossido di (nome di E).
Per citare il nome degli ossidi, i suffissi -ico o -oso devono essere aggiunti ai loro nomi latini, per le valenze più grandi o più piccole. Nel caso in cui ce ne siano più di due, vengono utilizzati i prefissi -hypo, per il più piccolo, e -per, per il più grande di tutti..
Ad esempio, il piombo funziona con le valenze +2 e +4. In PbO ha una valenza di +2, quindi è chiamato: ossido piumoso. Mentre il PbODue si chiama: ossido di piombo.
E il Pb3O4, come si chiama secondo le due nomenclature precedenti? Non ha nome. Perché? Perché il Pb3O4 in realtà è costituito da una miscela 2 [PbO] [PbODue]; cioè, il solido rosso ha una doppia concentrazione di PbO.
Per questo motivo sarebbe sbagliato provare a nominare il Pb3O4 che non consiste in nomenclatura sistematica o gergo popolare.
A seconda di quale parte della tavola periodica E si trova e, quindi, della sua natura elettronica, si può formare un tipo di ossido o un altro. Da questo derivano molteplici criteri per assegnare loro una tipologia, ma i più importanti sono quelli legati alla loro acidità o basicità..
Gli ossidi di base sono caratterizzati dal fatto di essere ionici, metallici e, cosa più importante, generano una soluzione di base dissolvendosi in acqua. Per determinare sperimentalmente se un ossido è basico, deve essere aggiunto a un contenitore con acqua e indicatore universale disciolto in esso. La sua colorazione prima dell'aggiunta dell'ossido deve essere verde, a pH neutro.
Una volta che l'ossido è stato aggiunto all'acqua, se il suo colore cambia da verde a blu, significa che il pH è diventato basico. Questo perché stabilisce un equilibrio di solubilità tra l'idrossido formato e l'acqua:
EO (s) + HDueO (l) => E (OH)Due(S) <=> EDue+(ac) + OH-(AC)
Sebbene l'ossido sia insolubile in acqua, solo una piccola porzione si dissolve per modificare il pH. Alcuni ossidi di base sono così solubili da generare idrossidi caustici come NaOH e KOH. Cioè, gli ossidi di sodio e potassio, NaDueO e KDueOppure sono molto semplici. Nota la valenza di +1 per entrambi i metalli.
Gli ossidi acidi sono caratterizzati dall'avere un elemento non metallico, sono covalenti e inoltre generano soluzioni acide con l'acqua. Ancora una volta, la sua acidità può essere controllata con l'indicatore universale. Se questa volta quando si aggiunge l'ossido all'acqua, il suo colore verde diventa rossastro, allora è un ossido acido.
Quale reazione avviene? Il prossimo:
EODue(s) + H.DueO (l) => HDueEO3(AC)
Un esempio di un ossido di acido, che non è un solido, ma un gas, è CODue. Quando si dissolve in acqua, forma acido carbonico:
CODue(g) + HDueO (l) <=> HDueCO3(AC)
Inoltre, il CODue non è costituito da anioni ODue- e cationi C.4+, ma in una molecola formata da legami covalenti: O = C = O. Questa è forse una delle maggiori differenze tra ossidi di base e acidi.
Questi ossidi non modificano il colore verde dell'acqua a pH neutro; cioè, non formano idrossidi o acidi in soluzione acquosa. Alcuni di loro sono: NDueOR, NO e CO. Come la CO, hanno legami covalenti che possono essere illustrati dalle strutture di Lewis o da qualsiasi teoria dei legami.
Un altro modo per classificare gli ossidi dipende dal fatto che reagiscano o meno con un acido. L'acqua è un acido molto debole (e anche una base), quindi gli ossidi anfoteri non mostrano "le loro due facce". Questi ossidi sono caratterizzati dalla reazione sia con gli acidi che con le basi.
L'ossido di alluminio, ad esempio, è un ossido anfotero. Le due equazioni chimiche seguenti rappresentano la sua reazione con acidi o basi:
AlDueO3(s) + 3HDueSW4(ac) => AlDue(SW4)3(aq) + 3HDueO (l)
AlDueO3(s) + 2NaOH (aq) + 3HDueO (l) => 2 NaAl (OH)4(AC)
L'AlDue(SW4)3 è il sale di solfato di alluminio e NaAl (OH)4 un sale complesso chiamato sodio tetraidrossi alluminato.
Ossido di idrogeno, H.DueO (acqua), è anche anfotero, e questo è evidenziato dal suo bilancio di ionizzazione:
HDueO (l) <=> H3O+(ac) + OH-(AC)
Gli ossidi misti sono quelli che consistono nella miscela di uno o più ossidi nello stesso solido. Il Pb3O4 ne è un esempio. Magnetite, Fe3O4, è anche un altro esempio di un ossido misto. Fede3O4 è una miscela di FeO e FeDueO3 in proporzioni 1: 1 (a differenza di Pb3O4).
Le miscele possono essere più complesse, creando così una ricca varietà di minerali di ossido.
Le proprietà degli ossidi dipendono dal loro tipo. Gli ossidi possono essere ionici (E.n+ODue-), come CaO (CaDue+ODue-) o covalente, come SODue, O = S = O.
Da questo fatto, e dalla tendenza degli elementi a reagire con acidi o basi, si raccolgono un certo numero di proprietà per ogni ossido..
Inoltre, quanto sopra si riflette nelle proprietà fisiche come i punti di fusione e di ebollizione. Gli ossidi ionici tendono a formare strutture cristalline molto resistenti al calore, quindi i loro punti di fusione sono alti (sopra i 1000 ° C), mentre i covalenti si sciolgono a basse temperature, oppure sono anche gas o liquidi..
Gli ossidi si formano quando gli elementi reagiscono con l'ossigeno. Questa reazione può avvenire con il semplice contatto con atmosfere ricche di ossigeno o richiede calore (come una fiamma più leggera). Cioè, quando brucia un oggetto reagisce con l'ossigeno (purché sia presente nell'aria).
Se prendi un pezzo di fosforo, ad esempio, e lo metti sulla fiamma, brucerà e formerà l'ossido corrispondente:
4P (s) + 5ODue(g) => P4O10(S)
Durante questo processo alcuni solidi, come il calcio, possono bruciare con una fiamma brillante e colorata..
Un altro esempio si ottiene bruciando legna o qualsiasi sostanza organica, che abbia carbonio:
C (s) + ODue(g) => CODue(g)
Ma se l'ossigeno è insufficiente, si forma CO invece di CODue:
C (s) + 1 / 2ODue(g) => CO (g)
Notare come il rapporto C / O serve a descrivere i diversi ossidi.
L'immagine in alto corrisponde alla struttura dell'ossido covalente I.DueO5, la forma più stabile di iodio. Nota i loro legami singoli e doppi, così come le accuse formali di I e ossigeni sui loro lati..
Gli ossidi degli alogeni si caratterizzano per essere covalenti e altamente reattivi, come tali sono i casi di ODueFDue (F-O-O-F) e OFDue (F-O-F). Biossido di cloro, ClODue, ad esempio, è l'unico ossido di cloro sintetizzato su scala industriale.
Poiché gli alogeni formano ossidi covalenti, le loro valenze "ipotetiche" vengono calcolate allo stesso modo attraverso il principio di elettroneutralità..
Oltre agli ossidi di alogeni, ci sono gli ossidi di metalli di transizione:
-CoO: ossido di cobalto (II); ossido di cobalto; u monossido di cobalto.
-HgO: ossido di mercurio (II); ossido di mercurio; u monossido di mercurio.
-AgDueO: ossido d'argento; ossido d'argento; o diplomato monossido.
-AuDueO3: ossido di oro (III); ossido aurico; o triossido di dioro.
-BDueO3: ossido di boro; ossido borico; o triossido di diborone.
-ClDueO7: ossido di cloro (VII); ossido perclorico; dicloro eptoossido.
-NO: ossido di azoto (II); Monossido di azoto; monossido di azoto.
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