EEN oxacid u oxozuur is een ternair zuur dat is samengesteld uit waterstof, zuurstof en een niet-metallisch element dat het zogenaamde centrale atoom vormt. Afhankelijk van het aantal zuurstofatomen, en bijgevolg de oxidatietoestanden van het niet-metalen element, kunnen verschillende oxaciden worden gevormd.
Deze stoffen zijn puur anorganisch; Koolstof kan echter een van de bekendste oxzuren vormen: koolzuur, HtweeCO3. Zoals de chemische formule alleen al laat zien, heeft het drie atomen van O, een van C en twee van H.
De twee H-atomen van HtweeCO3 worden vrijgegeven aan het medium als H+, wat de zure eigenschappen verklaart. Bij het verwarmen van een waterige oplossing van koolzuur komt een gas vrij.
Dit gas is kooldioxide, COtwee, een anorganisch molecuul dat voortkomt uit de verbranding van koolwaterstoffen en cellulaire ademhaling. Als CO wordt geretourneerdtwee naar het waterreservoir, de HtweeCO3 het zou opnieuw worden gevormd; daarom wordt oxozuur gevormd wanneer een bepaalde stof reageert met water.
Deze reactie wordt niet alleen waargenomen voor COtwee, maar voor andere anorganische covalente moleculen die zuuroxiden worden genoemd.
Oxaciden hebben een groot aantal toepassingen, die in het algemeen moeilijk te beschrijven zijn. De toepassing ervan hangt sterk af van het centrale atoom en het aantal zuurstofatomen.
Ze kunnen worden gebruikt van verbindingen voor de synthese van materialen, meststoffen en explosieven tot analytische doeleinden of de productie van frisdranken; zoals bij koolzuur en fosforzuur, H3PO4, die deel uitmaken van de samenstelling van deze dranken.
Artikel index
Een generieke H.E.O-formule voor oxacids wordt getoond in de bovenstaande afbeelding. Zoals te zien is, heeft het waterstof (H), zuurstof (O) en een centraal atoom (E); dat in het geval van koolzuur koolstof is, C.
De waterstof in oxaciden is meestal gebonden aan een zuurstofatoom en niet aan het centrale atoom. Fosforzuur, H3PO3, vertegenwoordigt een bijzonder geval waarin een van de waterstofatomen is gebonden aan het fosforatoom; daarom wordt de structuurformule het best weergegeven als (OH)tweeOPH.
Terwijl voor salpeterig zuur, HNOtwee, heeft een H-O-N = O-ruggengraat, dus het heeft een hydroxylgroep (OH) die dissocieert om waterstof vrij te maken.
Een van de belangrijkste kenmerken van een oxacid is dus niet alleen dat het zuurstof heeft, maar ook dat het een OH-groep heeft.
Aan de andere kant hebben sommige oxaciden een zogenaamde oxogroep, E = O. In het geval van fosforzuur heeft het een oxogroep, P = O. Ze missen H-atomen, dus ze zijn "niet verantwoordelijk" voor zuurgraad.
Het centrale atoom (E) kan al dan niet een elektronegatief element zijn, afhankelijk van zijn locatie in het p-blok van het periodiek systeem. Aan de andere kant trekt zuurstof, een element dat iets elektronegatiever is dan stikstof, elektronen aan uit de OH-binding; waardoor het vrijkomen van het H-ion mogelijk is+.
E is daarom gekoppeld aan OH-groepen. Wanneer een H-ion wordt vrijgegeven+ zuurionisatie treedt op; dat wil zeggen, het verkrijgt een elektrische lading, die in zijn geval negatief is. Een oxacid kan evenveel H-ionen afgeven+ als OH-groepen heeft het in zijn structuur; en hoe meer er is, hoe groter de negatieve lading.
Zwavelzuur, polyprotisch, heeft de molecuulformule H.tweeSW4. Deze formule kan ook als volgt worden geschreven: (OH)tweeSWtwee, om te benadrukken dat zwavelzuur twee hydroxylgroepen heeft die aan zwavel, het centrale atoom, zijn gebonden.
De reacties van zijn ionisatie zijn:
H.tweeSW4 => H+ + HSO4-
Dan wordt de tweede H losgelaten+ van de resterende OH-groep, langzamer totdat een evenwicht kan worden bereikt:
HSO4- <=> H.+ + SW4twee-
De tweede dissociatie is moeilijker dan de eerste, aangezien een positieve lading (H.+) van een dubbel negatieve lading (SO4twee-.
De sterkte van bijna alle oxaciden die hetzelfde centrale atoom hebben (geen metaal) neemt toe met de toename van de oxidatietoestand van het centrale element; wat weer direct verband houdt met de toename van het aantal zuurstofatomen.
Er worden bijvoorbeeld drie reeksen oxaciden getoond waarvan de zuurgraad is gerangschikt van klein naar groot:
H.tweeSW3 < HtweeSW4
HNOtwee < HNO3
HClO < HClOtwee < HClO3 < HClO4
In de meeste oxaciden die verschillende elementen hebben met dezelfde oxidatietoestand, maar die tot dezelfde groep op het periodiek systeem behoren, neemt de zuurgraad direct toe met de elektronegativiteit van het centrale atoom:
H.tweeSeO3 < HtweeSW3
H.3PO4 < HNO3
HBrO4 < HClO4
Zoals in het begin vermeld, worden oxaciden gegenereerd wanneer bepaalde stoffen, zuuroxiden genaamd, reageren met water. Dit zal worden uitgelegd aan de hand van hetzelfde voorbeeld voor koolzuur.
COtwee + H.tweeOF <=> H.tweeCO3
Zuuroxide + water => oxacid
Wat er gebeurt, is dat het H-molecuultweeOf is covalent gebonden aan die van COtwee. Als het water door warmte wordt verwijderd, verschuift het evenwicht naar de regeneratie van COtweedat wil zeggen, een warme frisdrank zal zijn bruisende gevoel eerder verliezen dan een koude.
Aan de andere kant worden zure oxiden gevormd wanneer een niet-metallisch element reageert met water; hoewel, meer precies, wanneer het reagerende element een covalent oxide vormt, waarvan het oplossen in water H-ionen genereert+.
Er is al gezegd dat H-ionen+ zijn het product van de ionisatie van het resulterende oxacid.
Chloorzuuroxide, CltweeOF5, reageert met water om chloorzuur te geven:
CltweeOF5 + H.tweeO => HClO3
Zwavelzuur, SO3, reageert met water om zwavelzuur te vormen:
SW3 + H.tweeO => HtweeSW4
En periodieke roest, iktweeOF7, reageert met water om periodiek zuur te vormen:
iktweeOF7 + H.tweeO => HIO4
Naast deze klassieke mechanismen voor de vorming van oxaciden zijn er andere reacties met hetzelfde doel.
Bijvoorbeeld fosfortrichloride, PCl3, reageert met water om fosforigzuur, een oxacid, en zoutzuur, een halogeenwaterstofzuur te produceren.
PCl3 + 3HtweeO => H3PO3 + HCl
En fosforpentachloride, PCl5, reageert met water om fosforzuur en zoutzuur te geven.
PCl5 + 4 uurtweeO => H3PO4 + HCl
Sommige overgangsmetalen vormen zure oxiden, dat wil zeggen, ze lossen op in water om oxaciden te geven.
Mangaan (VII) oxide (watervrij permangaanzuur) MntweeOF7 en chroom (VI) oxide zijn de meest voorkomende voorbeelden.
MntweeOF7 + H.tweeO => HMnO4 (permangaanzuur)
CrO3 + H.tweeO => HtweeCrO4 (chroomzuur)
Om een oxzuur correct te benoemen, moet men beginnen met het bepalen van het valentie- of oxidatiegetal van het centrale atoom E. Uitgaande van de generieke formule HEO, wordt het volgende overwogen:
-De O heeft valentie -2
-De valentie van de H is +1
Met dit in gedachten is de oxacid HEO neutraal, dus de som van de ladingen van de valenties moet gelijk zijn aan nul. We hebben dus de volgende algebraïsche som:
-2 + 1 + E = 0
E = 1
Daarom is de valentie van E +1.
Dan moet men zijn toevlucht nemen tot de mogelijke valenties die E. kan hebben. Als de waarden +1, +3 en +4 tot zijn valenties behoren, 'werkt' E met zijn laagste valentie.
Om HEO te noemen, begin je met het zuur te noemen, gevolgd door de naam van E met de achtervoegsels -ico, als het werkt met de hoogste valentie, of -oso, als het werkt met de laagste valentie. Als er drie of meer zijn, worden de voorvoegsels hypo- en per- gebruikt om te verwijzen naar de kleinste en grootste valenties.
HEO zou dus worden genoemd:
Zuur hik(E's naam)beer
Aangezien +1 de kleinste van zijn drie valenties is. En als het HEO wastwee, dan zou E valentie +3 hebben en zou worden genoemd:
Zuur (E-naam)beer
En evenzo voor HEO3, met E werkend met de valentie +5:
Zuur (E-naam)ico
Een reeks oxacids met hun respectieve nomenclaturen wordt hieronder vermeld..
Halogenen grijpen in door oxaciden te vormen met de valenties +1, +3, +5 en +7. Chloor, broom en jodium kunnen 4 soorten oxzuren vormen die overeenkomen met deze valenties. Maar het enige oxzuur dat met succes uit fluor is bereid, is hypofluorzuur (HOF), dat onstabiel is..
Wanneer een oxacid van de groep de valentie +1 gebruikt, wordt het als volgt genoemd: hypochloorzuur (HClO); onderbromig zuur (HBrO); hypojoodzuur (HIO); hypofluorzuur (HOF).
Met de valentie +3 wordt geen voorvoegsel gebruikt en wordt alleen het achtervoegsel beer gebruikt. Chloorzuren (HClOtwee), broom (HBrOtwee) en jodium (HIOtwee.
Met de valentie +5 wordt geen voorvoegsel gebruikt en wordt alleen het achtervoegsel ico gebruikt. Chloorzuren (HClO3), broom (HBrO3) en jodium (HIO3.
Terwijl wanneer ze werken met de valentie +7, het voorvoegsel per en het achtervoegsel ico worden gebruikt. Perchloorzuren (HClO4), perbroom (HBrO4) en periodiek (HIO4.
De niet-metalen elementen van deze groep hebben de meest voorkomende valenties -2, +2, +4 en +6 en vormen drie oxacids in de meest bekende reacties.
Bij de valentie +2 worden het voorvoegsel hiccup en het achtervoegsel beer gebruikt. Onderzwavelige zuren (H.tweeSWtwee), hyposelenious (H.tweeSeOtwee) en hypotelous (H.tweeTeOtwee.
Met de valentie +4 wordt geen voorvoegsel gebruikt en wordt het achtervoegsel beer gebruikt. Zwavelhoudende zuren (H.tweeSW3), selenious (HtweeSeO3) en tellurium (HtweeTeO3.
En als ze werken met de valentie + 6, wordt er geen voorvoegsel gebruikt en wordt het achtervoegsel ico gebruikt. Zwavelzuren (H.tweeSW4), seleen (H.tweeSeO4) en tellurisch (HtweeTeO4.
Boor heeft valentie +3. Ze hebben metabole zuren (HBOtwee), pyroborisch (H.4BtweeOF5) en orthoborisch (H.3BO3Het verschil zit in het aantal water dat reageert met booroxide.
Koolstof heeft valenties +2 en +4. Voorbeelden: met valentie +2, koolstofzuur (H.tweeCOtwee), en met valentie +4, koolzuur (H.tweeCO3.
Chroom heeft valenties +2, +4 en +6. Voorbeelden: met valentie 2, hypochroomzuur (H.tweeCrOtweemet valentie 4, chroomzuur (H.tweeCrO3en met valentie 6, chroomzuur (H.tweeCrO4.
Silicium heeft valenties -4, +2 en +4. Het heeft het metasilicinezuur (H.tweeJa3) en pyrosiliciumzuur (H.4Ja4Merk op dat in beide de Si valentie +4 heeft, maar het verschil ligt in het aantal watermoleculen dat reageerde met zijn zuuroxide.
Niemand heeft nog op dit artikel gereageerd.