OXACID: الخصائص وكيفية تكوينها والأمثلة - كيمياء - 2026

و oxacid أو حمض أكسجيني هو حمض ثلاثي يتكون من الهيدروجين والأكسجين والعناصر غير المعدنية التي تشكل ما يسمى الذرة المركزية. اعتمادًا على عدد ذرات الأكسجين ، وبالتالي حالات الأكسدة للعنصر غير المعدني ، يمكن تكوين أحماض مختلفة.

هذه المواد غير عضوية بحتة ؛ ومع ذلك ، يمكن أن يشكل الكربون أحد أفضل الأكاسيد المعروفة: حمض الكربونيك ، H ₂ CO ₃. كما توضح صيغته الكيميائية وحدها ، فهو يحتوي على ثلاث ذرات O و C و 2 H.

المصدر: Pxhere

ذرات H اثنين من H ₂ CO ₃ يتم الافراج في البيئة كما H ⁺ ، وهو ما يفسر خصائصها الحمضية. يؤدي تسخين محلول مائي من حمض الكربونيك إلى إطلاق غاز.

هذا الغاز هو ثاني أكسيد الكربون ، CO ₂ ، وهو جزيء غير عضوي ينشأ من احتراق الهيدروكربونات والتنفس الخلوي. إذا أعيد CO ₂ إلى حاوية الماء ، فإن H ₂ CO ₃ سوف يعاد تكوينه ؛ لذلك ، يتشكل حمض الأكسو عندما تتفاعل مادة معينة مع الماء.

ولم يلاحظ هذا رد فعل فقط لCO ₂ ، ولكن لغيرها من الجزيئات التساهمية غير العضوية تسمى أكاسيد حمضية.

للأكاسيد عدد كبير من الاستخدامات ، والتي يصعب وصفها بشكل عام. يعتمد تطبيقه بشكل كبير على الذرة المركزية وعدد الأكسجين.

يمكن استخدامها من المركبات لتركيب المواد والأسمدة والمتفجرات ، إلى الأغراض التحليلية أو إنتاج المشروبات الغازية ؛ كما هو الحال مع حمض الكربونيك وحمض الفوسفوريك ، H ₃ PO ₄ ، تشكل جزءًا من تكوين هذه المشروبات.

خصائص وخصائص المؤكسد

المصدر: غابرييل بوليفار

مجموعات الهيدروكسيل

تظهر صيغة HEO العامة للأكاسيد في الصورة أعلاه. كما يتضح ، يحتوي على الهيدروجين (H) والأكسجين (O) والذرة المركزية (E) ؛ وهو في حالة حمض الكربونيك ، الكربون ، C.

عادة ما يرتبط الهيدروجين الموجود في الأكاسيد بذرة أكسجين وليس بالذرة المركزية. يمثل حمض الفوسفور ، H ₃ PO ₃ ، حالة معينة حيث يرتبط أحد الهيدروجين بذرة الفوسفور ؛ لذلك ، أفضل تمثيل للصيغة الهيكلية هو (OH) ₂ OPH.

بينما بالنسبة لحمض النيتروز ، HNO ₂ ، فإنه يحتوي على العمود الفقري HON = O ، لذلك فهو يحتوي على مجموعة الهيدروكسيل (OH) التي تنفصل لإطلاق الهيدروجين.

لذا فإن إحدى الخصائص الرئيسية للأكسيد لا تكمن في احتوائه على الأكسجين فحسب ، بل إنه موجود أيضًا كمجموعة OH.

من ناحية أخرى ، تحتوي بعض الأكاسيد على ما يسمى مجموعة أوكسو ، E = O. في حالة حمض الفوسفور ، يحتوي على مجموعة أوكسو ، P = O. تفتقر إلى ذرات الهيدروجين ، لذا فهي "غير مسؤولة" عن الحموضة.

الذرة المركزية

قد تكون الذرة المركزية (E) عنصرًا كهربيًا أو لا ، اعتمادًا على موقعها في الكتلة p من الجدول الدوري. من ناحية أخرى ، فإن الأكسجين ، وهو عنصر كهرسلبي أكثر بقليل من النيتروجين ، يجذب الإلكترونات من رابطة OH ؛ وبالتالي السماح بإطلاق H ⁺ أيون.

لذلك يرتبط E بمجموعات OH. عندما يتم إطلاق أيون H ⁺ ، يحدث تأين الحمض ؛ أي أنه يكتسب شحنة كهربائية تكون سالبة في حالتها. يمكن للأكسيد أن يطلق العديد من أيونات H ⁺ مثل مجموعات OH في بنيته ؛ وكلما زاد عددها ، زادت الشحنة السالبة.

الكبريت لحمض الكبريتيك

حمض الكبريتيك متعدد البروتينات ، له الصيغة الجزيئية H ₂ SO ₄. يمكن أيضًا كتابة هذه الصيغة على النحو التالي: (OH) ₂ SO ₂ ، للتأكيد على أن حامض الكبريتيك له مجموعتان من الهيدروكسيل متصلان بالكبريت ، ذراته المركزية.

ردود فعل تأينها هي:

H ₂ SO ₄ => H ⁺ + H SO ₄ ^-

ثم يتم تحرير H ⁺ الثانية من مجموعة OH المتبقية ، بشكل أبطأ حتى يمكن تحقيق التوازن:

HSO ₄ ^- <=> H ⁺ + SO ₄ ^2–

التفكك الثاني أصعب من الأول ، حيث يجب فصل الشحنة الموجبة (H ⁺) عن الشحنة السالبة المزدوجة (SO ₄ ^2-).

القوة الحمضية

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

على سبيل المثال ، يتم عرض ثلاث سلاسل من الأكسيدات التي يتم ترتيب قوى الحموضة فيها من الأقل إلى الأكبر:

H ₂ SO ₃ <H ₂ SO ₄

HNO ₂ <HNO ₃

HClO <HClO ₂ <HClO ₃ <HClO ₄

في معظم الأكاسيد التي تحتوي على عناصر مختلفة بنفس حالة الأكسدة ، ولكنها تنتمي إلى نفس المجموعة في الجدول الدوري ، تزداد قوة الحمض مباشرة مع كهرسلبية الذرة المركزية:

H ₂ SeO ₃ <H ₂ SO ₃

H ₃ PO ₄ <HNO ₃

HBrO ₄ < حمض الهيدروكلوريك ₄

كيف تتشكل الأكاسيد؟

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

CO ₂ + H ₂ O <=> H ₂ CO ₃

أكسيد حامضي + ماء => أكسيد

ما يحدث هو أن جزيء H ₂ O يرتبط تساهميًا مع جزيء CO ₂. إذا تمت إزالة المياه من خلال الحرارة، والتحولات التوازن إلى تجديد CO ₂. أي أن الصودا الساخنة ستفقد إحساسها بالفوارق أسرع من الصودا الباردة.

من ناحية أخرى ، تتشكل الأكاسيد الحمضية عندما يتفاعل عنصر غير معدني مع الماء ؛ على الرغم من أنه ، بشكل أكثر دقة ، عندما يشكل عنصر التفاعل أكسيدًا ذا طابع تساهمي ، فإن انحلاله في الماء يولد أيونات H ⁺.

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

أمثلة تدريبية

يتفاعل أكسيد الكلوريك Cl ₂ O ₅ مع الماء ليعطي حمض الكلوريك:

Cl ₂ O ₅ + H ₂ O => HClO ₃

يتفاعل أكسيد الكبريتيك SO ₃ مع الماء لتكوين حمض الكبريتيك:

SO ₃ + H ₂ O => H ₂ SO ₄

والأكسيد الدوري I ₂ O ₇ يتفاعل مع الماء لتكوين حمض دوري:

أنا ₂ O ₇ + H ₂ O => HIO ₄

إلى جانب هذه الآليات الكلاسيكية لتكوين الأكاسيد ، هناك تفاعلات أخرى لنفس الغرض.

على سبيل المثال ، يتفاعل ثلاثي كلوريد الفوسفور ، PCl ₃ ، مع الماء لإنتاج حامض الفوسفور ، وحمض الأكسيد ، وحمض الهيدروكلوريك ، وهو حمض الهيدروليك.

PCl ₃ + 3H ₂ O => H ₃ PO ₃ + HCl

ويتفاعل خماسي كلوريد الفوسفور ، PCl ₅ ، مع الماء ليعطي حمض الفوسفوريك وحمض الهيدروكلوريك.

PCl ₅ + 4 H ₂ O => H ₃ PO ₄ + HCl

الأكاسيد المعدنية

تشكل بعض المعادن الانتقالية أكاسيد حمضية ، أي أنها تذوب في الماء لتعطي أكسيدات.

أكثر الأمثلة شيوعًا هي أكسيد المنغنيز (السابع) (برمنغني لا مائي) Mn ₂ O ₇ وأكسيد الكروم (VI).

Mn ₂ O ₇ + H ₂ O => HMnO ₄ (حمض البرمنجانيك)

CrO ₃ + H ₂ O => H ₂ CrO ₄ (حمض الكروميك)

التسمية

حساب التكافؤ

لتسمية المؤكسد بشكل صحيح ، يجب أن نبدأ بتحديد رقم التكافؤ أو الأكسدة للذرة المركزية E. بدءًا من الصيغة العامة HEO ، يتم أخذ ما يلي في الاعتبار:

-O لديه التكافؤ -2

- تكافؤ H هو +1

مع وضع هذا في الاعتبار ، يكون HEO المؤكسد محايدًا ، لذا يجب أن يساوي مجموع شحنات التكافؤ صفرًا. وبالتالي ، لدينا المجموع الجبري التالي:

-2 + 1 + E = 0

ه = 1

لذلك ، فإن تكافؤ E هو +1.

ثم يجب أن نلجأ إلى التكافؤات الممكنة التي يمكن أن تمتلكها E. إذا كانت القيم +1 و +3 و +4 من بين قيم التكافؤ ، فإن E ثم "يعمل" بأقل تكافؤ لها.

اسم الحمض

لتسمية HEO ، تبدأ بتسميتها حمض ، متبوعًا باسم E مع اللواحق –ico ، إذا كنت تعمل بأعلى تكافؤ ، أو –oso ، إذا كنت تعمل بأقل تكافؤ. عندما يكون هناك ثلاثة أو أكثر ، يتم استخدام البادئات hypo- و per- للإشارة إلى أصغر وأكبر التكافؤ.

وبالتالي ، سيتم استدعاء HEO:

هيبو حمض (E الاسم) الدب

بما أن +1 هي الأصغر بين تكافؤاتها الثلاثة وإذا كان HEO ₂ ، فسيكون لـ E تكافؤ +3 وسيُطلق عليه:

حمض (اسم E) تحمل

وبنفس الطريقة بالنسبة لـ HEO ₃ ، حيث تعمل E مع التكافؤ +5:

حمض (اسم E) ico

أمثلة

سلسلة من oxacids مع تسمياتها مذكورة أدناه.

Oxacids من مجموعة الهالوجينات

تتدخل الهالوجينات عن طريق تكوين أكاسيد مع التكافؤ +1 و +3 و +5 و +7. يمكن أن يشكل الكلور والبروم واليود 4 أنواع من الأكاسيد المقابلة لهذه التكافؤات. لكن حمض الأكسيد الوحيد الذي تم تصنيعه من الفلور هو حمض هيبوفلورو (HOF) ، وهو غير مستقر.

عندما يستخدم أكسيد المجموعة التكافؤ +1 ، يتم تسميته على النحو التالي: حمض هيبوكلوروس (HClO) ؛ حمض تحت البروموس (HBrO) ؛ حمض هيبويودين (HIO) ؛ حمض هيبوفلورو (HOF).

مع التكافؤ +3 لا يتم استخدام بادئة ويتم استخدام اللاحقة الدب فقط. هناك أحماض الكلور (HClO ₂) والبروموس (HBrO ₂) واليود (HIO ₂).

مع التكافؤ +5 لا يتم استخدام بادئة ويتم استخدام اللاحقة ico فقط. هناك أحماض الكلوريك (HClO ₃) والبروميك (HBrO ₃) واليودك (HIO ₃).

أثناء العمل باستخدام التكافؤ +7 ، يتم استخدام البادئة لكل ولاحقة ico. هناك أحماض بيركلوريك (HClO ₄) وأحماض بيربروية (HBrO ₄) وأحماض دورية (HIO ₄).

مجموعة VIA Oxacids

العناصر اللافلزية لهذه المجموعة لها التكافؤ الأكثر شيوعًا -2 ، +2 ، +4 ، +6 ، مكونة ثلاثة أكاسيد في التفاعلات الأكثر شهرة.

باستخدام التكافؤ +2 ، يتم استخدام الفواق واللاحقة. هناك أحماض ناقصة الكبريت (H ₂ SO ₂) ، و hyposelenious (H ₂ SeO ₂) و hypotelurous (H ₂ TeO ₂).

مع التكافؤ +4 لا يتم استخدام البادئة ويتم استخدام الدب اللاحقة. توجد أحماض كبريتية (H ₂ SO ₃) و selenious (H ₂ SeO ₃) و Tellurous (H ₂ TeO ₃).

وعند العمل مع التكافؤ + 6 ، لا يتم استخدام بادئة ويتم استخدام اللاحقة ico. توجد أحماض الكبريتيك (H ₂ SO ₄) والسيلينك (H ₂ SeO ₄) والتيلوريك (H ₂ TeO ₄).

أكاسيد البورون

قيمة البورون تساوي +3. هناك أحماض أيضية (HBO ₂) ، بيروبوريك (H ₄ B ₂ O ₅) و orthoboric (H ₃ BO ₃). الفرق هو في عدد الماء الذي يتفاعل مع أكسيد البوريك.

أكاسيد الكربون

الكربون له تكافؤان +2 و +4. أمثلة: مع التكافؤ +2 ، وحمض كربوني (H ₂ CO ₂) ، ومع التكافؤ +4 ، وحمض الكربونيك (H ₂ CO ₃).

أكاسيد الكروم

يحتوي الكروم على تكافؤات +2 و +4 و +6. أمثلة: مع التكافؤ 2 ، حمض هيبوكروميك (H ₂ CrO ₂) ؛ مع التكافؤ 4 ، حامض الكروموس (H ₂ CrO ₃) ؛ ومع التكافؤ 6 ، حمض الكروميك (H ₂ CrO ₄).

أكاسيد السيليكون

يحتوي السيليكون على التكافؤ -4 و +2 و +4. لديك حمض ميتاسيليك (H ₂ SiO ₃) ، وحمض البيروسيليسيك (H ₄ SiO ₄). لاحظ أنه في كليهما ، يحتوي Si على تكافؤ +4 ، لكن الاختلاف يكمن في عدد جزيئات الماء التي تفاعلت مع أكسيد الحمض.

المراجع

1. ويتن ، ديفيس ، بيك وستانلي. (2008). كيمياء. (الطبعة الثامنة). سينجاج ليرنينج.
2. محرر. (6 مارس 2012). صياغة وتسمية الأكاسيدات. تم الاسترجاع من: si-educa.net
3. ويكيبيديا. (2018). أوكسي أسيد. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
4. ستيفن س. زمدال. (2019). أوكسي أسيد. Encyclopædia Britannica. تم الاسترجاع من: britannica.com
5. هيلمنستين ، آن ماري ، دكتوراه. (31 يناير 2018). مركبات الأكسدة الشائعة. تم الاسترجاع من: thinkco.com