خصائص الأكسدة ، وكيف يتم تشكيلها ، التسميات والأمثلة

ل حمض أكسجيني أو oxoacid هو حمض ثلاثي مكون من الهيدروجين والأكسجين وعنصر غير معدني يشكل ما يسمى الذرة المركزية. اعتمادًا على عدد ذرات الأكسجين ، وبالتالي ، حالات التأكسد للعنصر غير المعدني ، يمكن تشكيل عدة أكاسيد.

هذه المواد غير عضوية بحتة. ومع ذلك ، يمكن أن يشكل الكربون أحد أكثر أنواع الأكاسيد شهرة: حمض الكربونيك ، H₂CO₃. كما تثبت تركيبته الكيميائية في حد ذاته ، فإنه يحتوي على ثلاث ذرات من O ، واحدة من C واثنتين من H.

ذرات H اثنين من H₂CO₃ يتم إطلاقها إلى المتوسط ​​كـ H⁺, وهو ما يفسر خصائصه الحمضية. إذا تم تسخين محلول مائي من حمض الكربونيك ، فسوف يطلق غاز.

هذا الغاز هو ثاني أكسيد الكربون ، CO₂, جزيء غير عضوي ينشأ في احتراق الهيدروكربونات والتنفس الخلوي. إذا تم إرجاع CO₂ إلى حاوية المياه ، و H₂CO₃ سيتم تشكيلها مرة أخرى ؛ لذلك ، يتكون أكسيد الأكسيد عندما تتفاعل مادة معينة مع الماء.

هذا التفاعل لا يلاحظ فقط بالنسبة ل CO₂, ولكن بالنسبة لجزيئات تساهمية غير عضوية أخرى تسمى أكاسيد الحمض.

تقدم Oxacids عددًا كبيرًا من الاستخدامات ، التي يصعب وصفها بعبارات عامة. يعتمد تطبيقه بشكل كبير على الذرة المركزية وعدد الأكسجين.

يمكن استخدامها من المركبات لتخليق المواد والأسمدة والمتفجرات ، حتى لأغراض التحليل أو إنتاج المشروبات الغازية ؛ كما هو الحال مع حمض الكربونيك وحمض الفوسفوريك ، H₃PO₄, تشكيل جزء من تكوين هذه المشروبات.

مؤشر

• 1 خصائص وخصائص المؤكسد
  • 1.1 مجموعات هيدروكسي
  • 1.2 ذرة مركزية
  • 1.3 قوة الحمضية
• 2 كيف تتشكل الأكاسيد?
  • 2.1 أمثلة التدريب
  • 2.2 أكاسيد المعادن
• 3 تسميات
  • 3.1 حساب التكافؤ
  • 3.2 تعيين الحمض
• 4 أمثلة
  • 4.1 أكاسيد مجموعة الهالوجين
  • 4.2 أكاسيد مجموعة VIA
  • 4.3 أكاسيد البورون
  • 4.4 أكاسيد الكربون
  • 4.5 أكاسيد الكروم
  • 4.6 أكاسيد السيليكون
• 5 المراجع

خصائص وخصائص المؤكسد

مجموعات هيدروكسي

تُظهر الصورة العليا صيغة عامة H.E.O للأكسيدات. كما يمكن أن يرى ، فقد الهيدروجين (H) ، والأكسجين (O) والذرة المركزية (E) ؛ هذا بالنسبة لحامض الكربونيك ، هو الكربون ، C.

يرتبط الهيدروجين الموجود في الأكاسيد عادة بذرّة الأكسجين وليس بالذرة المركزية. حمض الفوسفور ، ح₃PO₃, يمثل حالة معينة حيث يرتبط أحد الهيدروجين بذرة الفسفور ؛ لذلك ، فإن أفضل صيغها الهيكلية هي (OH)₂OPH.

بينما لحمض النيتروز ، HNO₂, لديه هيكل عظمي H-O-N = O ، لذلك لديه مجموعة هيدروكسيل (OH) تنفصل عن إطلاق الهيدروجين.

لذا فإن إحدى الخصائص الرئيسية للأكسيد ليست فقط أنها تحتوي على أكسجين ، ولكن أيضًا أنها تشبه مجموعة OH.

من ناحية أخرى ، تمتلك بعض أكاسيد ما يسمى مجموعة أوكسو ، E = O. في حالة حمض الفوسفور ، لديه مجموعة أوكسو ، P = O. أنها تفتقر إلى ذرات H ، لذلك "ليست مسؤولة" عن الحموضة.

الذرة الوسطى

قد تكون أو لا تكون الذرة المركزية (E) عنصرا كهربائيا ، اعتمادا على موقعها في الكتلة p بالجدول الدوري. من ناحية أخرى ، فإن الأكسجين ، وهو عنصر إلكترونياً أكثر قليلاً من النيتروجين ، يجذب الإلكترونات من رابطة أوهايو ؛ وبالتالي السماح بالإفراج عن أيون H⁺.

لذلك يرتبط E إلى مجموعات OH. عندما يتم تحرير H أيون⁺ يحدث تأين الحمض. وهذا يعني أنها تكتسب شحنة كهربائية ، والتي في حالتها سلبية. يمكن للأكسيد أن يطلق أيونات H كثيرة⁺ كما مجموعات OH في هيكلها ؛ وكلما زاد عدد المسؤول ، كلما زادت الشحنة سالبة.

الكبريت لحمض الكبريتيك

حمض الكبريتيك ، polyprotic ، له الصيغة الجزيئية H₂SW₄. يمكن أيضًا كتابة هذه الصيغة على النحو التالي: (OH)₂SW₂, للتأكيد على أن حامض الكبريتيك له مجموعتان من الهيدروكسيل مرتبطة بالكبريت ، ذرتها المركزية.

ردود الفعل من تأينها هي:

H₂SW₄ => ح⁺    +     HSO₄^-

ثم يتم تحرير H الثاني⁺ من المجموعة OH المتبقية ، ببطء أكثر إلى النقطة التي يمكن فيها إقامة توازن:

HSO₄^-    <=>   H⁺    +     SW₄^2-

التفكك الثاني أكثر صعوبة من الأول ، حيث يجب فصل الشحنة الموجبة (H⁺) لشحنة سالبة مزدوجة (SO₄^2-).

قوة الحمض

تزداد قوة جميع الأكاسيد تقريبًا التي لها نفس الذرة المركزية (وليس المعدن) مع زيادة حالة الأكسدة للعنصر المركزي ؛ والتي بدورها ترتبط ارتباطًا مباشرًا بزيادة عدد ذرات الأكسجين.

على سبيل المثال ، تظهر ثلاث مجموعات من الأكاسيد التي يتم ترتيب قوى الحموضة لديها من الأدنى إلى الأعلى:

H₂SW₃ < H₂SW₄

HNO₂ < HNO₃

HClO < HClO₂ < HClO₃ < HClO₄

في معظم أكاسيد الأكسدة التي تحتوي على عناصر مختلفة لها نفس حالة الأكسدة ، ولكنها تنتمي إلى نفس المجموعة من الجدول الدوري ، تزداد قوة الحمض مباشرةً مع السعة الكهربية للذرة المركزية:

H₂كبار المسئولين الاقتصاديين₃ < H₂SW₃

H₃PO₄ < HNO₃

HBrO₄ < HClO₄

كيف يتم تشكيل الأكاسيد?

كما ذكرنا في البداية ، تتولد أكاسيدات عندما تتفاعل مواد معينة ، تسمى أكاسيد الحمض ، مع الماء. سيتم شرح ذلك باستخدام نفس المثال من حمض الكربونيك.

CO₂   +    H₂O     <=>    H₂CO₃

حمض الأكسيد + الماء => الأكسيد

ما يحدث هو أن جزيء H₂أو يرتبط تساهمي مع CO₂. إذا تمت إزالة الماء عن طريق الحرارة ، يتم تحويل التوازن إلى تجديد ثاني أكسيد الكربون₂. أي أن المشروب الغازي الساخن سوف يفقد إحساسه الفوار في أسرع وقت ممكن.

من ناحية أخرى ، تتشكل أكاسيد الحمض عندما يتفاعل عنصر غير معدني مع الماء ؛ على الرغم من ذلك ، وبشكل أكثر دقة ، عندما يشكل العنصر التفاعلي أكسيدًا ذا طابع تساهمي ، فإن ذوبانه في الماء يولد أيونات H⁺.

لقد قيل بالفعل أن أيونات H⁺ هي نتاج تأين الأكاسيد الناتج.

أمثلة التدريب

أكسيد الكلور ، الكلور₂O₅, يتفاعل مع الماء لإعطاء حمض الكلوريك:

الكلورين₂O₅  +    H₂يا => حمض الهيدروكلوريك₃

أكسيد الكبريتيك ، SO₃, يتفاعل مع الماء لتشكيل حمض الكبريتيك:

SW₃   +    H₂يا => ح₂SW₄

وأكسيد الدوري ، أنا₂O₇, يتفاعل مع الماء لتشكيل حمض الدوري:

أنا₂O₇   +    H₂يا => HIO₄

بالإضافة إلى هذه الآليات الكلاسيكية لتشكيل الأكاسيد ، هناك تفاعلات أخرى لها نفس الغرض.

على سبيل المثال ، ثلاثي كلوريد الفسفور ، PCL₃, يتفاعل مع الماء لإنتاج حمض الفوسفور ، وأكسيد ، وحمض الهيدروكلوريك ، وهو حمض هيدروكليك.

PCL₃    +    3H₂يا => ح₃PO₃ +      حمض الهيدروكلوريك

والفوسفور خماسي كلوريد ، PCL₅, يتفاعل مع الماء لإعطاء حمض الفوسفوريك وحمض الهيدروكلوريك.

PCL₅   +    4 ساعات₂يا => ح₃PO₄    +    حمض الهيدروكلوريك

أكاسيد المعادن

تشكل بعض الفلزات الانتقالية أكاسيد حمض ، أي أنها تذوب في الماء لإعطاء الأكسيدات.

أكسيد المنغنيز (السابع) (برمنغانيك لامائي) Mn₂O₇ وأكسيد الكروم (VI) هما أكثر الأمثلة شيوعًا.

مليون₂O₇   +    H₂يا => HMnO₄ (حمض برمنجانيك)

CRO₃      +   H₂يا => ح₂CRO₄ (حمض الكروميك)

تسمية

حساب التكافؤ

لتسمية الأكسيد بشكل صحيح ، يجب على المرء أن يبدأ بتحديد رقم التكافؤ أو الأكسدة للذرة المركزية E. بدءاً من الصيغة العامة HEO ، يعتبر ما يلي:

-و O لديه التكافؤ -2

-التكافؤ من H هو +1

مع أخذ ذلك في الاعتبار ، يكون HEO المؤكسد محايدًا ، لذلك يجب أن يكون مجموع شحنة التكافؤ مساويًا للصفر. وبالتالي ، لدينا المبلغ الجبري التالي:

-2 + 1 + E = 0

ه = 1

لذلك ، التكافؤ من E هو +1.

ثم يجب أن نلجأ إلى القيم المحتملة التي يمكن أن تحتوي على E. إذا كانت قيم التكافؤ بين قيمتي +1 و +3 و +4 ، فحينها "تعمل" مع التكافؤ السفلي.

اسم الحمض

لتسمية HEO ، تبدأ بالتسمية بالحامض ، متبوعة باسم E مع اللواحق -ico ، إذا كنت تعمل بأعلى التكافؤ ، u -oso ، إذا كنت تعمل بأقل تكافؤ. عندما يكون هناك ثلاثة أو أكثر ، يتم استخدام البادئات ناقصة و per- للإشارة إلى أصغر وأكبر من التكافؤ..

لذلك ، يطلق على HEO:

حامض فواق(اسم E)تحمل

منذ +1 هو أصغر من التكافؤ الثلاثة. وإذا كان HEO₂, ثم E سيكون له التكافؤ +3 وسوف يطلق عليه:

حمض (اسم ه)تحمل

وبنفس الطريقة ل HEO₃, مع E العمل مع التكافؤ +5:

حمض (اسم ه)منظمة البن الدولية

أمثلة

يوجد أدناه سلسلة من الأكاسيد مع أسماء كل منها.

أكاسيد مجموعة الهالوجين

تتدخل الهالوجينات في تكوين الأكاسيدات مع التكافؤ +1 ، +3 ، +5 و +7. يمكن أن يشكل الكلور والبروم واليود 4 أنواع من الأكاسيد المقابلة لهذه التكافؤ. لكن الأكسيد الوحيد الذي تم تحضيره من الفلور هو حمض الهيبوفلوريك (HOF) ، وهو غير مستقر.

عندما يستخدم أوكسيد أكسيد المجموعة التكافؤ +1 ، فإنه يدعى على النحو التالي: حمض هيبوكلوريوس (HClO) ؛ حمض نقص البروم (HBrO) ؛ حمض هيبو يودوز (HIO) ؛ حمض هيبوفلوريك (HOF).

مع البادئة +3 التكافؤ لا يستخدم ويستخدم فقط لاحقة الدب. لديك الأحماض الكلورية (حمض الهيدروكلوريك)₂) ، بروموسو (HBrO)₂) ، ويودوسو (HIO)₂).

مع بادئة التكافؤ +5 لا يتم استخدام ويستخدم فقط لاحقة منظمة البن الدولية. لديك أحماض الكلوريك (HClO)₃) ، بروميكو (HBrO)₃) واليود (HIO)₃).

أثناء العمل مع التكافؤ +7 ، يتم استخدام البادئة لكل واللاحقة IO. لديك أحماض بيركلوريك (HClO)₄) ، perbromic (HBrO)₄) والدوري (HIO)₄).

أكاسيد من مجموعة فيا

تحتوي العناصر غير المعدنية لهذه المجموعة على أكثر التكافؤات شيوعًا -2 و +2 و +4 و +6 ، حيث تشكل ثلاثة أكاسيدات في التفاعلات الأكثر شهرة.

مع التكافؤ +2 يتم استخدام hipo البادئة ولاحقة الدب. لديك أحماض هيبوكلوريك (ح₂SW₂) ، hyposelenious (ح₂كبار المسئولين الاقتصاديين₂) و hypoteluroso (ح₂تيو₂).

مع البادئة التكافؤ +4 لا تستخدم ويستخدم لاحقة الدب. لديك الأحماض الكبريتيك (ح₂SW₃) ، السماوية (ح₂كبار المسئولين الاقتصاديين₃) و teluroso (H)₂تيو₃).

وعندما يعملون مع valence + 6 ، لا يتم استخدام البادئة ويتم استخدام لاحقة ico. لديهم أحماض الكبريتيك (ح₂SW₄) ، سيلينيك (H₂كبار المسئولين الاقتصاديين₄) وتيلوري (ح₂تيو₄).

أكاسيد البورون

البورون لديه التكافؤ +3. لديك الأحماض الأيضية (HBO)₂) ، piroboric (ح₄B₂O₅) و orthoboric (H₃BO₃). الفرق هو في عدد الماء الذي يتفاعل مع أكسيد البوريك.

أكاسيد الكربون

الكربون لديه التكافؤ +2 و +4. أمثلة: مع التكافؤ +2 ، وحامض الكربون (H₂CO₂) ، ومع التكافؤ +4 ، وحامض الكربونيك (H₂CO₃).

الكروم أكاسيد

يحتوي Chromium على تكافؤ +2 و +4 و +6. أمثلة: مع التكافؤ 2 ، وحامض هيبوكروميك₂CRO₂)؛ مع التكافؤ 4 ، وحامض الكروم (H₂CRO₃)؛ ومع التكافؤ 6 ، حامض الكروميك (H₂CRO₄).

أكاسيد السيليكون

السيليكون لديه التكافؤ -4 ، +2 و +4. لديها حمض ميتاسيليك (ح₂شافي₃) ، وحامض البيروسيليك (H₄شافي₄). لاحظ أنه في كل من Si لديه تكافؤ +4 ، ولكن الفرق يكمن في عدد جزيئات الماء التي تفاعلت مع أكسيدها الحمضي.

مراجع

1. بياض ، ديفيس ، بيك وستانلي. (2008). الكيمياء. (الطبعة الثامنة). CENGAGE التعلم.
2. المحرر. (6 مارس 2012). صياغة وتسميات الأكاسيد. تم الاسترجاع من: si-educa.net
3. ويكيبيديا. (2018). Oxyacid. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
4. ستيفن زومدال. (2019). Oxyacid. موسوعة بريتانيكا. تم الاسترجاع من: britannica.com
5. Helmenstine ، آن ماري ، دكتوراه (31 يناير 2018). مركبات الأكسيد المشتركة. تم الاسترجاع من: thinkco.com