EN oxacid u oxosyre er en ternær syre sammensat af brint, ilt og et ikke-metallisk element, der udgør det såkaldte centrale atom. Afhængig af antallet af iltatomer og dermed oxidationstilstandene for det ikke-metalliske element kan forskellige oxacider dannes.
Disse stoffer er rent uorganiske; Imidlertid kan kulstof danne en af de bedst kendte oxacider: kulsyre, HtoCO3. Som den kemiske formel alene viser, har den tre atomer O, et af C og to af H.
De to H-atomer af HtoCO3 frigives til mediet som H+, hvilket forklarer dets sure egenskaber. Opvarmning af en vandig opløsning af kulsyre afgiver en gas.
Denne gas er kuldioxid, COto, et uorganisk molekyle, der stammer fra forbrændingen af kulbrinter og cellulær respiration. Hvis CO returneresto til vandbeholderen, HtoCO3 det ville blive dannet igen; derfor dannes oxosyre, når et bestemt stof reagerer med vand.
Denne reaktion observeres ikke kun for COto, men for andre uorganiske kovalente molekyler kaldet syreoxider.
Oxacids har et stort antal anvendelser, som generelt er vanskelige at beskrive. Anvendelsen afhænger meget af det centrale atom og antallet af oxygener.
De kan bruges fra forbindelser til syntese af materialer, gødning og sprængstoffer til analytiske formål eller produktion af læskedrikke; som med kulsyre og phosphorsyre, H3PO4, udgør en del af sammensætningen af disse drikkevarer.
Artikelindeks
En generisk H.E.O-formel for oxacider er vist på billedet ovenfor. Som det kan ses, har den brint (H), ilt (O) og et centralt atom (E); som i tilfælde af kulsyre er kulstof, C.
Brintet i oxacider er normalt bundet til et iltatom og ikke til det centrale atom. Phosphorsyre, H3PO3, repræsenterer et særligt tilfælde, hvor et af hydrogenerne er bundet til det phosphoratom; derfor er dens strukturformel bedst repræsenteret som (OH)toOPH.
Mens for salpetersyre, HNOto, har en H-O-N = O-rygrad, så den har en hydroxylgruppe (OH), der adskiller sig for at frigive hydrogen.
Så en af de vigtigste egenskaber ved en oxacid er ikke kun, at den har ilt, men også at den har en OH-gruppe.
På den anden side har nogle oxacider det, der kaldes en oxogruppe, E = O. I tilfælde af phosphorsyre har den en oxogruppe, P = O. De mangler H-atomer, så de er "ikke ansvarlige" for surhed.
Det centrale atom (E) kan eller ikke være et elektronegativt element afhængigt af dets placering i p-blokken i det periodiske system. På den anden side tiltrækker ilt, et element lidt mere elektronegativt end nitrogen, elektroner fra OH-bindingen; således at frigive H-ionen+.
E er derfor knyttet til OH-grupper. Når en H-ion frigives+ syreionisering forekommer; det vil sige, det erhverver en elektrisk ladning, som i dens tilfælde er negativ. En oxacid kan frigive så mange H-ioner+ som OH-grupper har den sin struktur; og jo mere der er, jo større er den negative ladning.
Svovlsyre, polyprotisk, har molekylformlen HtoSW4. Denne formel kan også skrives som følger: (OH)toSWto, for at understrege, at svovlsyre har to hydroxylgrupper bundet til svovl, dets centrale atom.
Reaktionerne ved dets ionisering er:
HtoSW4 => H+ + HSO4-
Derefter frigives den anden H+ af den resterende OH-gruppe, langsommere indtil en ligevægt kan etableres:
HSO4- <=> H+ + SW4to-
Den anden dissociation er vanskeligere end den første, da en positiv ladning (H+) af en dobbelt negativ ladning (SO4to-).
Styrken af næsten alle oxacider, der har det samme centrale atom (ikke metal), øges med stigningen i oxidationstilstanden for det centrale element; hvilket igen er direkte relateret til stigningen i antallet af iltatomer.
For eksempel vises tre serier oxacider, hvis surhedskræfter er ordnet fra mindst til størst:
HtoSW3 < HtoSW4
HNOto < HNO3
HC1 < HClOto < HClO3 < HClO4
I de fleste oxacider, der har forskellige grundstoffer med samme oxidationstilstand, men som hører til den samme gruppe på det periodiske system, øges surhedsstyrken direkte med det centrale atoms elektronegativitet:
HtoSeO3 < HtoSW3
H3PO4 < HNO3
HBrO4 < HClO4
Som nævnt i starten dannes oxacider, når visse stoffer, kaldet syreoxider, reagerer med vand. Dette forklares ved hjælp af det samme eksempel for kulsyre.
COto + HtoELLER <=> HtoCO3
Syreoxid + vand => oxacid
Hvad der sker er, at H-molekylettoEller er kovalent bundet til COto. Hvis vandet fjernes ved varme, skifter ligevægten til regenerering af COto; det vil sige, en varm sodavand vil miste sin sprudlende fornemmelse hurtigere end en kold.
På den anden side dannes sure oxider, når et ikke-metallisk element reagerer med vand; skønt, mere præcist, når det reagerende element danner et kovalent oxid, hvis opløsning i vand genererer H-ioner+.
Det er allerede blevet sagt, at H-ioner+ er produktet af ioniseringen af den resulterende oxacid.
Kloroxid, CltoELLER5, reagerer med vand for at give chlorsyre:
CltoELLER5 + HtoO => HCI3
Svovloxid, SO3, reagerer med vand til dannelse af svovlsyre:
SW3 + HtoO => HtoSW4
Og periodisk rust, jegtoELLER7, reagerer med vand til dannelse af periodisk syre:
jegtoELLER7 + HtoO => HIO4
Ud over disse klassiske mekanismer til dannelse af oxacider er der andre reaktioner med samme formål.
F.eks. Phosphortrichlorid, PCl3, reagerer med vand til dannelse af fosforsyre, en oxacid og saltsyre, en hydrogenhalogensyre.
PCl3 + 3HtoO => H3PO3 + HCI
Og fosforpentachlorid, PCl5, reagerer med vand for at give phosphorsyre og saltsyre.
PCl5 + 4 timertoO => H3PO4 + HCI
Nogle overgangsmetaller danner sure oxider, dvs. de opløses i vand for at give oxacider.
Mangan (VII) oxid (vandfri permangan) MntoELLER7 og chrom (VI) oxid er de mest almindelige eksempler.
MntoELLER7 + HtoO => HMnO4 (permangansyre)
CrO3 + HtoO => HtoCrO4 (kromsyre)
For at navngive en oxacid korrekt skal man begynde med at bestemme valensen eller oxidationsnummeret for det centrale atom E. Med udgangspunkt i den generiske formel HEO betragtes følgende:
-O har valens -2
-Valens af H er +1
Med dette i tankerne er oxacid HEO neutral, så summen af ladningerne af valensen skal være lig med nul. Således har vi følgende algebraiske sum:
-2 + 1 + E = 0
E = 1
Derfor er valensen af E +1.
Derefter skal man ty til de mulige valenser, som E. kan have. Hvis værdierne +1, +3 og +4 er blandt dens valenser, "arbejder" E så med sin laveste valens.
For at navngive HEO starter du med at kalde det syre efterfulgt af navnet E med suffikserne -ico, hvis det fungerer med den højeste valens eller -oso, hvis det fungerer med den laveste valens. Når der er tre eller flere, bruges præfikserne hypo- og per- til at henvise til de mindste og største valenser.
Således ville HEO blive kaldt:
Syre hikke(E's navn)bjørn
Da +1 er den mindste af dens tre valenser. Og hvis det var HEOto, så ville E have valens +3 og ville blive kaldt:
Syre (E-navn)bjørn
Og ligeledes for HEO3, med E arbejder med valensen +5:
Syre (E-navn)ico
En række oxacider med deres respektive nomenklaturer er nævnt nedenfor..
Halogener griber ind ved at danne oxacider med valenserne +1, +3, +5 og +7. Klor, brom og iod kan danne 4 typer oxacider svarende til disse valenser. Men den eneste oxacid, der er fremstillet med succes fra fluor, er hypofluorsyre (HOF), som er ustabil..
Når en oxacid fra gruppen bruger valensen +1, navngives den som følger: hypochlorsyre (HClO); hypobromøs syre (HBrO); hypoiodinsyre (HIO); hypofluorsyre (HOF).
Med valensen +3 anvendes intet præfiks, og kun suffikset bjørn bruges. Klorsyrer (HClOtobromøs (HBrOto) og iod (HIOto).
Med valensen +5 anvendes intet præfiks, og kun suffikset ico bruges. Klorsyrer (HClO3brom (HBrO3) og iod (HIO3).
Mens de arbejder med valensen +7, bruges præfikset per og suffikset ico. Saltsyrer (HCI4), perbromisk (HBrO4) og periodisk (HIO4).
De ikke-metalelementer i denne gruppe har de mest almindelige valenser -2, +2, +4 og +6 og danner tre oxacider i de mest kendte reaktioner.
Med valensen +2 bruges præfikset hikke og suffikset bjørn. Hyposulfurøse syrer (HtoSWto), hyposelenious (HtoSeOto) og hypoteløs (HtoTeOto).
Med valensen +4 anvendes intet præfiks, og suffikset bjørn bruges. Svovlsyre (HtoSW3), selenious (HtoSeO3) og tellur (HtoTeO3).
Og når de arbejder med valensen + 6, bruges intet præfiks, og suffikset ico bruges. Svovlsyre (HtoSW4selenisk (HtoSeO4) og telluric (HtoTeO4).
Bor har valens +3. De har metaboliske syrer (HBOto), pyroboric (H4BtoELLER5) og ortoborisk (H3BO3). Forskellen er i antallet af vand, der reagerer med boroxid.
Kulstof har valenser +2 og +4. Eksempler: med valens +2, kulsyre (HtoCOto) og med valens +4 kulsyre (HtoCO3).
Chrom har valenser +2, +4 og +6. Eksempler: med valens 2, hypokromsyre (HtoCrOto); med valens 4, kromsyre (HtoCrO3); og med valens 6 chromsyre (HtoCrO4).
Silicium har valenser -4, +2 og +4. Den har metasilinsyre (HtoJa3og pyrosilicic acid (H4Ja4). Bemærk, at i begge har Si valens +4, men forskellen ligger i antallet af vandmolekyler, der reagerede med dets syreoxid.
Endnu ingen kommentarer