Википедија

Oksid

Oksid je opšti naziv za svako neorgansko hemijsko jedinjenje, u kome se javlja hemijska veza između kiseonika i nekog drugog elementa.[1] Oksidi imaju međusobno veoma različite hemijske i fizičke osobine, koje zavise od elektronegativnosti elementa koji se jedini sa kiseonikom: od skoro nereaktivnih čvrstih supstancija sa veoma visokim temperaturama topljenja (npr. oksid volframa), preko umereno reaktivnih tečnosti (npr. voda), do veoma reaktivnih gasova (npr. azot suboksid).

Jedinična ćelija rutila. Ti(IV) centri su sivi; oksidni centri su crveni. Oksid formira tri veze sa titanijumom, a titanijum formira šest veza sa oksidom.

Sam „oksid” je dijon kiseonika, O2– atom. Metalni oksidi stoga tipično sadrže anjon kiseonika u oksidacionom stanju −2. Veći deo Zemljine kore sastoji se od čvrstih oksida, koji su posledica oksidacije elemenata kiseonikom u vazduhu ili vodi. Čak i materijali koji se smatraju čistim elementima često stvaraju oksidni pokrov. Na primer, aluminijumska folija razvija tanki sloj Al2O3 (zvani pasivizacioni sloj) koja štiti foliju od dalje korozije.[2] Pojedini elementi mogu da formiraju više oksida, razlikujući se u količini elementa koji se kombinuje sa kiseonikom. Primeri su ugljenik, gvožđe, azot (pogledajte azotne okside), silicijum, titanijum i aluminijum. U takvim se slučajevima oksidi razlikuju specificiranjem broja uključenih atoma, kao što je u ugljen monoksidu i ugljen dioksidu, ili navođenjem oksidacionog broja elementa, kao u gvožđe(II) oksidu i gvožđe(III) oksidu.

Oksidi takođe mogu imati i osobine koje idu od kiselih do baznih. Tako postoje:

  • kiseli oksidi- npr. ugljen-dioksid ili sumpor(VI)-oksid, koji reaguju sa bazama i vodom
  • oksidi sa kiselim osobinama - npr. silicijum oksid, reaguju sa jakim bazama ali ne i sa vodom
  • bazni oksidi- npr. oksidi metala IA i IIA grupe, reaguju sa kiselinama i vodom
  • oksidi sa baznim osobinama - npr. mangan monoksid ili hrom monoksid, reaguju sa kiselinama ali ne i sa vodom
  • amfoterni oksidi - npr. aluminijum-oksid, ne reaguju sa vodom ali reaguju i sa kiselinama i sa bazama
  • neutralni oksidi- npr. ugljen-monoksid, ne reaguju sa vodom, kiselinama ni bazama.

Sem oksida postoje peroksidi i superoksidi

Davanje imena uredi

Postoji nekoliko načina građenja imena oksida, od kojih je većina ostala samo kao navika ili u istoriji.

Trenutno, u skladu sa nomenklaturom IUPASa, imena oksida se grade po opštem šablonu imenovanja prostih neorganskih jedinjenja. Za okside ovaj šablon izgleda:

ime_elementa(njegov oksidacioni broj)- oksid

Na primer sumpor(IV)-oksid.

U slučaju, kada dati element gradi samo jedan poznati oksid, oksidacioni broj hemijskog elementa ne mora da se navodi. Ova nomenklatura se trenutno koristi u naučnim krugovima.[3]

Mnogi oksidi imaju nazive koji uopšte nisu davani po nomenklaturi već su od davnina ukorenjeni u narodu. Na primer: voda je oksid vodonika, kalcijum(II)-oksid je poznat pod nazivom negašeni kreč.

Formiranje uredi

Glavni članak: Korozija

Usled njegove elektronegativnosti, kiseonik formira stabilne hemijske veze sa skoro svim elementima i daje korespondirajuće okside. Plemeniti metali (kao što su zlato ili platina) su cenjeni zato što su oni otporni na direktno hemijsko kombinovanje sa kiseonikom, i supstance kao što je gvožđe(III) oksid moraju se formirati indirektnim putem.

Dva nezavisna puta za koroziju elemenata su hidroliza i oksidacija kiseonikom. Kombinacija vode i kiseonika je još korozivnija. Gotovo svi elementi sagorevaju u atmosferi kiseonika ili okruženju bogatom kiseonikom. U prisustvu vode i kiseonika (ili jednostavno vazduha), neki elementi - natrijum - brzo reaguju, dajući hidrokside. Delom se iz tog razloga alkalni i zemnoalkalni metali ne nalaze u prirodi u svom metalnom, tj. izvornom obliku. Cezijum je toliko reaktivan sa kiseonikom da se koristi kao prikupljač u vakuumskim cevima, a rastvori kalijuma i natrijuma, takozvani NaK, se koriste za deoksigenaciju i dehidraciju nekih organskih rastvarača. Površina većine metala sastoji se od oksida i hidroksida u prisustvu vazduha. Dobro poznat primer je aluminijumska folija koja je presvučena tankim filmom aluminijum oksida koji pasivizira metal, usporavajući dalju koroziju. Sloj aluminijum oksida može se izgraditi do veće debljine postupkom elektrolitičke anodičke oksidacije. Iako čvrsti magnezijum i aluminijum sporo reagiraju sa kiseonikom pri STP - oni, kao i većina metala, sagorevaju u vazduhu, ostvarujući veoma visoke temperature. Finozrnati prahovi većine metala mogu biti opasno eksplozivni u vazduhu. Zbog toga se često koriste u raketama na čvrsto gorivo.

 
Oksidi, kao što je gvožđe(III) oksid ili rđa, koji se sastoje od hidratisanih gvožđe(III) oksida Fe2O3·nH2O i gvožđe(III) oksid-hidroksida (FeO(OH), Fe(OH)3), formiraju se kad se kiseonik kombinuje sa drugim elementima

U suvom kiseoniku, gvožđe s lakoćom formira gvožđe(II) oksid, dok formiranje hidratisanih feri oksida, Fe2O3−x(OH)2x, koji uglavnom sačinjavaju rđu, tipično zahteva kiseonik i vodu. Produkcija slobodnog kiseonika od strane fotosintetičkih bakterije pre nekih 3,5 milijardi godina uzrokovala je taloženje gvožđa iz rastvora u okeanima kao Fe2O3 u ekonomski važnu rudu gvožđa hematit.

Struktura uredi

Oksidi imaju opseg različitih struktura, od pojedinačnih molekula do polimernih i kristalnih struktura. U standardnim uslovima, oksidi mogu da se kreću od krutih materija do gasova.

Metalni oksidi uredi

Oksidi većine metala poprimaju polimerne strukture.[4] Oksid obično povezuje tri atoma metala (npr. struktura rutila) ili šest atoma metala (strukture karborunduma ili kamene soli). Pošto su M-O veze obično jake i ova jedinjenja su umreženi polimeri, čvrste supstance su obično nerastvorljive u rastvaračima, mada ih napadaju kiseline i baze. Formule su često varljivo jednostavne, pri čemu su mnoge od tih materija nestehiometrijska jedinjenja.[2]

Molekularni oksidi uredi

  • Neki važni gasoviti oksidi
  •  
    Ugljen dioksid je glavni proizvod sagorevanja fosilnog goriva.
  •  
    Ugljen monoksid je proizvod nekompletnog sagorevanja goriva baziranih na ugljeniku i prekurzor mnogih korisnih hemikalija.
  •  
    Azot dioksid je problematični zagađivač iz motora sa unutrašnjim sagorevanjem.
  •  
    Sumpor dioksid, glavni oksid sumpora, biva emitovan iz vulkana.
  •  
    Azotsuboksid („gas smejavac”) je potentan staklenički gas koji proizvode bakterije zemljišta.

Iako je većina oksida metala polimerna, neki oksidi su molekuli. Primeri molekularnih oksida su ugljen dioksid i ugljen monoksid. Svi jednostavni oksidi azota su molekularni, npr. NO, N2O, NO2 i N2O4. Fosfor pentoksid je kompleksniji molekularni oksid sa varljivim nazivom, prava formula je P4O10. Neki polimerni oksidi se depolimerizuju se kada se zagrevaju i daju molekule, primeri su selen dioksid i sumpor trioksid. Tetroksidi su retki. Češći primeri su: rutenijum tetroksid, osmijum tetroksid i ksenon tetroksid.

Poznati su mnogi oksianjoni, kao što su polifosfati i polioksometalati. Oksikatjoni su ređi, neki primeri su nitrozonijum (NO+), vanadil (VO2+) i uranil (UO2+
2). Poznata su mnoga jedinjenja koja su oksidi ali imaju i druge grupe. U organskoj hemiji, takva jedinjenja su ketoni i mnoga srodna karbonilna jedinjenja. Za prelazne metale, poznati su mnogi okso kompleksi kao i oksihalidi.

Redukcija uredi

Pretvaranje metalnog oksida u metal naziva se redukcijom. Redukcija može biti indukovana mnogim reagensima. Mnogi oksidi metala pretvaraju se u metale jednostavnim zagrevanjem.

Redukcija ugljenikom uredi

Vidi još: Ugljenotermička redukcija

Metali se „dobijaju” iz njihovih oksida hemijskom redukcijom, tj. dodavanjem hemijskog reagensa. Uobičajeno i jeftino reduktivno sredstvo je ugljenik u obliku koksa. Najistaknutiji primer je topljenje željezne rude. Uključene su mnoge reakcije, ali pojednostavljena jednačina se obično prikazuje kao:[2]

2 Fe2O3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO2

Metalni oksidi se mogu redukovati organskim jedinjenjima. Ovaj redukcioni proces je osnova za mnoge važne transformacije u hemiji, kao što su detoksikacija lekova enzimima P450 i proizvodnja etilen oksida, koji se pretvara u antifriz. U takvim sistemima metalni centar prenosi oksidni ligand u organsko jedinjenje, što je praćeno regeneracijom metalnog oksida, često kiseonikom iz vazduha.

Redukcija zagrevanjem uredi

Vidi još: Termička dekompozicija

Metali koji su niže u seriji reaktivnosti mogu se redukovati zagrevanjem. Na primer, srebro oksid se raspada na 200 °C:[5]

2 Ag2O → 4 Ag + O2

Redukcija zamenom uredi

Vidi još: Reakcija pojedinačne zamene

Metali koji su reaktivniji zamenjuju oksid metala koji su manje reaktivni. Na primer, cink je reaktivniji od bakra, te on vrši zamenu u bakar(II) oksidz čime se formira cink oksid:

Zn + CuO → ZnO + Cu

Redukcija vodonikom uredi

Pored metala, vodonik takođe može da izvrši zamenu u metalnim oksidima i da formira vodonik oksid, takođe poznat kao voda:

H2 + CuO → Cu + H2O

Redukcija elektrolizom uredi

Vidi još: Elektroliza

Pošto metali koji su reaktivni formiraju stabilne okside, neki metalni oksidi se moraju elektrolizovati da bi se redukovali. Ovim su obuhvaćeni natrijum oksid, kalijum oksid, kalcijum oksid, magnezijum oksid i aluminijum oksid. Oksidi moraju da budu istopljeni pre nego što u njih urone grafitne elektrode:

2Al2O3 → 4Al + 3O2

Hidroliza i solvatacija uredi

Oksidi obično reaguju sa kiselinama ili bazama, ponekad i oboje. Oni koji reaguju samo sa kiselinama su označeni kao bazni oksidi. Oni koji reaguju samo bazama nazivaju se „kiselim oksidima”. Oksidi koji reaguju s oboje su amfoterni. Metali imaju tendenciju da formiraju bazne okside, nemetali obično stvaraju kisele okside, a amfoterne okside formiraju elementi blizu granice između metala i nemetala (metaloidi). Ova reaktivnost je osnova mnogih praktičnih procesa, kao što je ekstrakcija nekih metala iz njihovih ruda u procesu zvanom hidrometalurgija.

Oksidi više elektropozitivnih elemenata uglavnom su bazni. Oni se nazivaju baznim anhidridima. Izloženi vodi oni mogu da formiraju bazne hidrokside. Na primer, natrijum oksid je bazan - kada je hidratisan, on stvara natrijum hidroksid. Oksidi više elektronegativnih elemenata imaju tendenciju kiselosti. Nazivaju se „kiselinskim anhidridima”; pri dodavanju vode, oni formiraju oksokiseline. Na primer, dihlor heptoksid je anhidrid kiseline; perhlorna kiselina je njegov potpuno hidratizovan oblik. Neki oksidi mogu da deluju kao kiselina i baza. Oni su amfoterni. Primer je aluminijum oksid. Neki oksidi ne pokazuju ponašanje ni kiseline, ni baze.

Oksidni jon ima formulu O2−. To je konjugovana baza hidroksidnog jona, OH−, a nalazi se u jonskim čvrstim materijama, kao što je kalcijum oksid. O2− je nestabilan u vodenom rastvoru - njegov afinitet za H+je toliko velik (pKb ~ -38) da apstrahuje proton iz molekula rastvarača H2O:

O2− + H2O → 2 OH−

Konstanta ravnoteže gore navedene reakcije je pKeq ~ −22

U 18. veku, oksidi su nazivani calxes ili calces po procesu kalcinacije koji je korišten za produkciju oksida. Calx je kasnije zamenjeno sa oksid.

Reduktivna solvatacija uredi

Reduktivna solvatacija oksida prelaznih metala se javlja kad je rastvaranje spregnuto sa redoks događajem.[6] Na primer, feri oksidi se rastvaraju u prisustvu reduktanata, čime su obuhvaćena organska jedinjenja,[7] ili bakterije.[8] Reduktivna solvatacija integralni deo geohemijskih fenomena kao što je ciklus gvožđa.[9]

Reduktivno rastvaranje se ne mora nužno pojaviti na mestu gde se reduktant adsorbuje. Umesto toga, dodati elektroni putuju kroz česticu, uzrokujući reduktivno rastvaranje na drugom mestu.[10][11]

Važniji oksidi uredi

U najpoznatije okside ubrajaju se:

Važniji peroksidi uredi

  • H2O2 - vodonik - peroksid

Reference uredi

  1. ^ Foundations of College Chemistry, 12th Edition
  2. ^ a b v Greenwood, N. N.; & Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2nd Edn.), Oxford:Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4.
  3. ^ Schultz, Emeric (2005). „Fully Exploiting the Potential of the Periodic Table through Pattern Recognition”. J. Chem. Educ. 82 (11): 1649. Bibcode:2005JChEd..82.1649S. doi:10.1021/ed082p1649. 
  4. ^ P.A. Cox (2010). Transition Metal Oxides. An Introduction to Their Electronic Structure and Properties. Oxford University Press. ISBN 9780199588947. 
  5. ^ Properties of substance silver oxide
  6. ^ Cornell, R. M.; Schwertmann, U. (2003). The Iron Oxides: Structure, Properties, Reactions, Occurrences and Uses, Second Edition. str. 306. ISBN 9783527302741. doi:10.1002/3527602097. 
  7. ^ Sulzberger, Barbara; Suter, Daniel; Siffert, Christophe; Banwart, Steven; Stumm, Werner (1989). „Dissolution of fe(III)(hydr)oxides in natural waters; laboratory assessment on the kinetics controlled by surface coordination”. Marine Chemistry. 28 (1–3): 127—144. ISSN 0304-4203. doi:10.1016/0304-4203(89)90191-6. 
  8. ^ Roden, Eric E. (2008). „Microbiological Controls on Geochemical Kinetics 1: Fundamentals and Case Study on Microbial Fe(III) Oxide Reduction”. Kinetics of Water-Rock Interaction. str. 335–415. ISBN 978-0-387-73562-7. doi:10.1007/978-0-387-73563-4_8. 
  9. ^ Cornell, R. M.; Schwertmann, U. (2003). The Iron Oxides: Structure, Properties, Reactions, Occurrences and Uses, Second Edition. str. 323. ISBN 9783527302741. doi:10.1002/3527602097. 
  10. ^ Yanina, S. V.; Rosso, K. M. (2008). „Linked Reactivity at Mineral-Water Interfaces Through Bulk Crystal Conduction”. Science. 320 (5873): 218—222. Bibcode:2008Sci...320..218Y. ISSN 0036-8075. PMID 18323417. doi:10.1126/science.1154833. 
  11. ^ Chatman, S.; Zarzycki, P.; Rosso, K. M. (2015). „Spontaneous Water Oxidation at Hematite (α-Fe2O3) Crystal Faces” (PDF). ACS Applied Materials & Interfaces. 7 (3): 1550—1559. ISSN 1944-8244. doi:10.1021/am5067783. 

Spoljašnje veze uredi

 
Oksid na Vikimedijinoj ostavi.

Preuzeto iz „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Оксид&oldid=26688313”