الأكاسيد: التسمية والأنواع والخصائص والأمثلة - كيمياء - 2025

و أكاسيد هي عائلة من المركبات ثنائية حيث التفاعل بين العنصر والأكسجين. إذن ، للأكسيد صيغة عامة جدًا من النوع EO ، حيث E هو أي عنصر.

اعتمادًا على العديد من العوامل ، مثل الطبيعة الإلكترونية لـ E ، ونصف قطرها الأيوني ، وتكافؤاتها ، يمكن أن تتشكل أنواع مختلفة من الأكاسيد. بعضها بسيط للغاية ، والبعض الآخر ، مثل Pb ₃ O ₄ ، (يسمى minium أو Arcazón أو الرصاص الأحمر) مختلط ؛ أي أنها ناتجة عن مزيج من أكثر من أكسيد بسيط.

الرصاص الأحمر ، مركب بلوري يحتوي على أكسيد الرصاص. المصدر: BXXXD ، عبر ويكيميديا ​​كومنز

لكن تعقيد الأكاسيد يمكن أن يذهب أبعد من ذلك. توجد مخاليط أو هياكل يمكن أن يتدخل فيها أكثر من معدن ، وحيث تكون النسب أيضًا غير متكافئة. في حالة Pb ₃ O ₄ ، فإن نسبة Pb / O تساوي 3/4 ، حيث كل من البسط والمقام عبارة عن أعداد صحيحة.

En los óxidos no estequiométricos las proporciones son números decimales. El E_0.75O_1.78, es un ejemplo de un óxido hipotético no estequiométrico. Este fenómeno sucede con los denominados óxidos metálicos, en especial con los metales de transición (Fe, Au, Ti, Mn, Zn, etc.).

No obstante, existen óxidos cuyas características son mucho más simples y diferenciables, como lo es el carácter iónico o covalente. En aquellos óxidos donde predomine el carácter iónico, se compondrán de cationes E⁺ y aniones O^2–; y aquellos puramente covalentes, los enlaces simples (E–O) o dobles (E=O).

ما يملي الطابع الأيوني للأكسيد هو اختلاف الكهربية بين E و O. عندما يكون E معدنًا شديد الحساسية للكهرباء ، فإن EO سيكون له طابع أيوني عالي. في حين أنه إذا كان E كهرسلبيًا ، أي غير معدني ، فإن أكسيده EO سيكون تساهميًا.

تحدد هذه الخاصية العديد من العناصر الأخرى التي تظهر بواسطة الأكاسيد ، مثل قدرتها على تكوين قواعد أو أحماض في محلول مائي. من هنا يأتي ما يسمى بالأكاسيد الأساسية والحمضية. تلك التي لا تتصرف مثل أي من الاثنين ، أو التي على العكس تظهر كلتا الخاصيتين ، هي أكاسيد محايدة أو مذبذبة.

التسمية

هناك ثلاث طرق لتسمية الأكاسيد (والتي تنطبق على العديد من المركبات الأخرى أيضًا). هذه صحيحة بغض النظر عن الطابع الأيوني لأكسيد EO ، لذلك لا تذكر أسمائها شيئًا عن خصائصها أو هياكلها.

التسمية المنهجية

بالنظر إلى الأكاسيد EO و E ₂ O و E ₂ O ₃ و EO ₂ ، للوهلة الأولى لا يمكن معرفة ما يكمن وراء صيغها الكيميائية. ومع ذلك ، تشير الأرقام إلى نسب القياس المتكافئ أو نسبة E / O. من هذه الأرقام يمكن إعطاؤهم أسماء حتى لو لم يتم تحديدها بالتكافؤ الذي "يعمل" به E.

يتم الإشارة إلى عدد الذرات لكل من E و O بواسطة بادئات الترقيم اليونانية. وبهذه الطريقة ، تعني الأحادية أن هناك ذرة واحدة فقط ؛ ذرتان ؛ ثلاثي وثلاث ذرات وهكذا.

إذن ، فإن أسماء الأكاسيد السابقة وفقًا للتسمية المنهجية هي:

- أول أكسيد E (EO).

- أول أكسيد من دي E (E ₂ O).

- ثلاثي أكسيد دي E (E ₂ O ₃).

- دي أكسيد E (EO ₂).

عند تطبيق هذه التسمية لـ Pb ₃ O ₄ ، الأكسيد الأحمر في الصورة الأولى ، لدينا:

Pb ₃ O ₄: ثلاثي - أكسيد رباعي الرصاص.

بالنسبة للعديد من الأكاسيد المختلطة ، أو ذات النسب المتكافئة العالية ، من المفيد جدًا استخدام المصطلحات المنهجية لتسميتها.

تسمية الأسهم

فالنسيا

على الرغم من أنه من غير المعروف العنصر E ، إلا أن نسبة E / O تكفي لمعرفة التكافؤ الذي تستخدمه في أكسيدك. كيف؟ بمبدأ الحياد الإلكتروني. هذا يتطلب أن مجموع شحنات الأيونات في المركب يجب أن يساوي صفرًا.

يتم ذلك بافتراض وجود خاصية أيونية عالية لأي أكسيد. وهكذا، O ديه -2 تهمة لأنه O ^2- وE يجب أن تسهم ن + بحيث تحييد هذه الاتهامات السلبية للأنيون أكسيد.

على سبيل المثال ، في EO تعمل ذرة E مع التكافؤ +2. لماذا ا؟ لأنه بخلاف ذلك لا يمكنه تحييد الشحنة -2 من O الوحيد. بالنسبة لـ E ₂ O ، يكون لـ E تكافؤ +1 ، حيث يجب تقسيم الشحنة +2 بين ذرتين من E.

وفي E ₂ O ₃ ، يجب حساب الشحنات السالبة التي تساهم بها O أولاً ، بما أن هناك ثلاثة منها ، إذن: 3 (-2) = -6. لتحييد الشحنة -6 ، يُطلب من E's المساهمة +6 ، ولكن نظرًا لوجود اثنين منهم ، يتم قسمة +6 على اثنين ، مما يترك E بالتكافؤ +3.

حكم ذاكري

يحتوي O دائمًا على تكافؤ -2 في الأكاسيد (ما لم يكن بيروكسيد أو فوق أكسيد). لذا فإن قاعدة الذاكرة لتحديد تكافؤ E هي ببساطة أن تأخذ في الاعتبار الرقم المصاحب لـ O. E ، من ناحية أخرى ، سيصاحبها الرقم 2 ، وإذا لم يكن كذلك ، فهذا يعني أنه كان هناك تبسيط.

على سبيل المثال ، في EO ، يكون تكافؤ E هو +1 ، لأنه حتى إذا لم يتم كتابته ، فهناك واحد فقط O. وبالنسبة لـ EO ₂ ، نظرًا لعدم وجود 2 مصاحبة لـ E ، كان هناك تبسيط ، ولكي يظهر ، يجب مضاعفته بـ 2. وهكذا ، تصبح المعادلة E ₂ O ₄ ويكون تكافؤ E هو +4.

ومع ذلك ، فإن هذه القاعدة تفشل مع بعض الأكاسيد ، مثل الرصاص ₃ يا ₄. لذلك ، من الضروري دائمًا إجراء حسابات الحياد.

مما تتكون

بمجرد أن يكون تكافؤ E في متناول اليد ، تتكون تسمية الأسهم من تحديده بين قوسين وبأرقام رومانية. من بين جميع التسميات ، هذا هو الأبسط والأكثر دقة فيما يتعلق بالخصائص الإلكترونية للأكاسيد.

من ناحية أخرى ، إذا كان E ، له تكافؤ واحد فقط (يمكن العثور عليه في الجدول الدوري) ، فلن يتم تحديده.

وهكذا ، بالنسبة لأكسيد EO إذا كان E له تكافؤ +2 و +3 ، فإنه يسمى: (اسم E) (II) أكسيد. ولكن إذا كان E يحتوي على تكافؤ +2 فقط ، فإن أكسيده يسمى: أكسيد (اسم E).

التسميات التقليدية

لذكر اسم الأكاسيد ، يجب إضافة اللواحق –ico أو –oso إلى أسمائها اللاتينية ، للتكافؤ الأكبر أو الأصغر. في حالة وجود أكثر من اثنين ، يتم استخدام البادئات –hipo ، للأصغر ، و- للأكبر على الإطلاق.

على سبيل المثال ، يعمل الرصاص مع التكافؤين +2 و +4. في PbO له تكافؤ +2 ، لذلك يطلق عليه: أكسيد plumbous. بينما يسمى PbO ₂: أكسيد الرصاص.

وماذا يسمى Pb ₃ O ₄ حسب التسميتين السابقتين؟ ليس له اسم. لماذا ا؟ لأن Pb ₃ O ₄ يتكون بالفعل من خليط 2 ؛ وهذا يعني أن المادة الصلبة الحمراء لها تركيز مزدوج من PbO.

لهذا السبب سيكون من الخطأ محاولة إعطاء Pb ₃ O ₄ اسمًا لا يتكون من تسمية منهجية أو عامية شائعة.

أنواع الأكاسيد

اعتمادًا على أي جزء من الجدول الدوري E ، وبالتالي ، طبيعته الإلكترونية ، يمكن تكوين نوع أو آخر من الأكسيد. من هذه المعايير المتعددة تنشأ لتعيين نوع لهم ، ولكن الأكثر أهمية هي تلك المتعلقة بحموضتها أو قاعدتها.

أكاسيد أساسية

تتميز الأكاسيد الأساسية بأنها أيونية ومعدنية ، والأهم من ذلك أنها تولد محلولًا أساسيًا عن طريق الذوبان في الماء. لتحديد ما إذا كان الأكسيد أساسيًا بشكل تجريبي ، يجب إضافته إلى وعاء به ماء ومؤشر عالمي مذاب فيه. يجب أن يكون لونه قبل إضافة الأكسيد أخضر ، ودرجة الحموضة محايدة.

بمجرد إضافة الأكسيد إلى الماء ، إذا تغير لونه من الأخضر إلى الأزرق ، فهذا يعني أن الرقم الهيدروجيني أصبح أساسيًا. هذا لأنه ينشئ توازنًا للذوبان بين الهيدروكسيد المتشكل والماء:

EO (s) + H ₂ O (l) => E (OH) ₂ (s) <=> E ²⁺ (aq) + OH ^- (aq)

على الرغم من أن الأكسيد غير قابل للذوبان في الماء ، إلا أن جزءًا صغيرًا منه يذوب لتغيير درجة الحموضة. بعض الأكاسيد الأساسية قابلة للذوبان لدرجة أنها تولد هيدروكسيدات كاوية مثل NaOH و KOH. أي أن أكاسيد الصوديوم والبوتاسيوم ، Na ₂ O و K ₂ O ، أساسية جدًا. لاحظ تكافؤ +1 لكلا المعدنين.

أكاسيد الحمض

تتميز الأكاسيد الحمضية باحتوائها على عنصر غير معدني ، وهي تساهمية ، وتولد أيضًا محاليل حمضية بالماء. مرة أخرى ، يمكن التحقق من حموضته باستخدام المؤشر العالمي. إذا كانت هذه المرة عند إضافة الأكسيد إلى الماء ، تحول لونه الأخضر إلى الأحمر ، فهو أكسيد حمض.

ما هو رد الفعل الذي يحدث؟ التالي:

EO ₂ (s) + H ₂ O (l) => H ₂ EO ₃ (aq)

مثال أكسيد الحمضية، وهي ليست صلبة، ولكن الغاز، هو CO ₂. عندما يذوب في الماء يتكون حمض الكربونيك:

CO ₂ (g) + H ₂ O (l) <=> H ₂ CO ₃ (aq)

وبالمثل، CO ₂ لا يتكون من O ^2- الأنيونات وC ⁴⁺ الكاتيونات ، بل هو جزيء يتكون من روابط تساهمية: O = C = O. ربما يكون هذا أحد أكبر الاختلافات بين الأكاسيد والأحماض الأساسية.

أكاسيد محايدة

هذه الأكاسيد لا تغير اللون الأخضر للماء عند درجة الحموضة المحايدة ؛ أي أنها لا تشكل هيدروكسيدات أو أحماض في محلول مائي. البعض منهم: N ₂ O و NO و CO. مثل ثاني أكسيد الكربون ، لديهم روابط تساهمية يمكن توضيحها من خلال هياكل لويس أو أي نظرية ترابط.

أكاسيد أمفوتيرية

طريقة أخرى لتصنيف الأكاسيد تعتمد على ما إذا كانت تتفاعل مع حمض أم لا. الماء حمض ضعيف جدًا (وقاعدة أيضًا) ، لذا لا تظهر الأكاسيد المذبذبة "وجهيها". تتميز هذه الأكاسيد بالتفاعل مع كل من الأحماض والقواعد.

أكسيد الألومنيوم ، على سبيل المثال ، هو أكسيد مذبذب. تمثل المعادلتان الكيميائيتان التاليتان تفاعلها مع الأحماض أو القواعد:

Al ₂ O ₃ (s) + 3H ₂ SO ₄ (aq) => Al ₂ (SO ₄) ₃ (aq) + 3H ₂ O (l)

Al ₂ O ₃ (s) + 2NaOH (aq) + 3H ₂ O (l) => 2NaAl (OH) ₄ (aq)

Al ₂ (SO ₄) ₃ هو ملح كبريتات الألومنيوم ، و NaAl (OH) _{4 عبارة} عن ملح مركب يسمى الصوديوم رباعي هيدروكسو ألومينات.

أكسيد الهيدروجين ، H ₂ O (الماء) ، هو أيضًا مذبذب ، وهذا يتضح من خلال توازن التأين:

H ₂ O (l) <=> H ₃ O ⁺ (aq) + OH ^- (aq)

أكاسيد مختلطة

الأكاسيد المختلطة هي تلك التي تتكون من خليط من أكاسيد واحدة أو أكثر في نفس المادة الصلبة. Pb ₃ O ₄ مثال على ذلك. المغنتيت ، Fe ₃ O ₄ ، هو أيضًا مثال آخر للأكسيد المختلط. Fe ₃ O ₄ هو خليط من FeO و Fe ₂ O ₃ بنسب 1: 1 (على عكس Pb ₃ O ₄).

يمكن أن تكون المخاليط أكثر تعقيدًا ، مما يؤدي إلى تكوين مجموعة متنوعة غنية من معادن الأكسيد.

الخصائص

تعتمد خصائص الأكاسيد على نوعها. يمكن أن تكون الأكاسيد أيونية (E ^{n +} O ^2-) ، مثل CaO (Ca ²⁺ O ^2–) ، أو تساهمية ، مثل SO ₂ ، O = S = O.

من هذه الحقيقة ، ومن الميل إلى أن العناصر يجب أن تتفاعل مع الأحماض أو القواعد ، يتم جمع عدد من الخصائص لكل أكسيد.

أيضًا ، ينعكس ما سبق في الخصائص الفيزيائية مثل نقاط الانصهار والغليان. تميل الأكاسيد الأيونية إلى تكوين هياكل بلورية شديدة المقاومة للحرارة ، لذلك تكون نقاط انصهارها عالية (فوق 1000 درجة مئوية) ، بينما تذوب التساهمات في درجات حرارة منخفضة ، أو حتى تكون غازات أو سوائل.

كيف يتم تشكيلها؟

المصدر: Pete via Flickr

تتشكل الأكاسيد عندما تتفاعل العناصر مع الأكسجين. يمكن أن يحدث هذا التفاعل بمجرد ملامسة أجواء غنية بالأكسجين ، أو تتطلب حرارة (مثل لهب أخف). أي عندما يحترق جسم ما فإنه يتفاعل مع الأكسجين (طالما أنه موجود في الهواء).

إذا أخذت قطعة من الفوسفور ، على سبيل المثال ، ووضعتها في اللهب ، فسوف تحترق وتشكل الأكسيد المقابل:

4P (ق) + 5O ₂ (ز) => الفوسفور ₄ O ₁₀ (ق)

خلال هذه العملية ، يمكن أن تحترق بعض المواد الصلبة ، مثل الكالسيوم ، بلهب ملون مشرق.

مثال آخر يتم الحصول عليه عن طريق حرق الأخشاب أو أي مادة عضوية تحتوي على الكربون:

C (s) + O ₂ (g) => CO ₂ (g)

ولكن إذا كان هناك عدم كفاية الأكسجين، ويتم تشكيل CO بدلا من CO ₂:

C (s) + 1 / 2O ₂ (g) => CO (g)

لاحظ كيف تعمل نسبة C / O لوصف أكاسيد مختلفة.

أمثلة على الأكاسيد

المصدر: بقلم Yikrazuul ، من ويكيميديا ​​كومنز

تتوافق الصورة العلوية مع بنية الأكسيد التساهمي I ₂ O ₅ ، وهو الأكثر استقرارًا الذي يشكل اليود. لاحظ الروابط الفردية والمزدوجة ، بالإضافة إلى الرسوم الرسمية لـ I والأكسجين على جانبيها.

تتميز أكاسيد الهالوجين بأنها تساهمية وعالية التفاعل ، على هذا النحو هي حالات O ₂ F ₂ (FOOF) و OF ₂ (FOF). ثاني أكسيد الكلور ، ClO ₂ ، على سبيل المثال ، هو أكسيد الكلور الوحيد الذي يتم تصنيعه على نطاق صناعي.

لأن الهالوجينات تشكل أكاسيد تساهمية ، يتم حساب تكافؤاتها "الافتراضية" بنفس الطريقة من خلال مبدأ الحياد الإلكتروني.

أكاسيد المعادن الانتقالية

بالإضافة إلى أكاسيد الهالوجين ، هناك أكاسيد فلزية انتقالية:

-CoO: أكسيد الكوبالت (II) ؛ أكسيد الكوبالت ش أول أكسيد الكوبالت.

-HgO: أكسيد الزئبق الثنائي ؛ أكسيد الزئبق ش أول أكسيد الزئبق.

- Ag ₂ O: أكسيد الفضة. أكسيد الفضة أو دبلومة أول أكسيد.

-Au ₂ O ₃: أكسيد الذهب (III) ؛ أكسيد الأوريك أو ثلاثي أكسيد ديور.

أمثلة إضافية

-B ₂ O ₃: أكسيد البورون. أكسيد البوريك أو ثالث أكسيد الديبورون.

- Cl ₂ O ₇: أكسيد الكلور (VII) ؛ أكسيد فوق كلوريك ثنائي كلورو سباعي أكسيد.

-NO: أكسيد النيتروجين (II) ؛ أكسيد النيتريك؛ أول أكسيد النيتروجين.

المراجع

1. رجفة وأتكينز. (2008). الكيمياء غير العضوية. (طبعة رابعة). ماك جراو هيل.
2. أكاسيد المعادن وغير المعدنية. مأخوذة من: chem.uiuc.edu
3. كيمياء مجانية اون لاين. (2018). أكاسيد وأوزون. مأخوذة من: freechemistryonline.com
4. توببر. (2018). أكاسيد بسيطة. مأخوذة من: toppr.com
5. ستيفن س. زمدال. (7 مايو 2018). أكسيد. موسوعة بريتانيكا. مأخوذة من: britannica.com
6. الكيمياء LibreTexts. (24 أبريل 2018). أكاسيد. مأخوذة من: chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). أمثلة على الأكاسيد. تم الاسترجاع من: quimicas.net