Oxid

z Wikipédie, slobodnej encyklopédie
Prejsť na: navigácia, hľadanie
Kremeň, oxid kremičitý, jeden z najbežnejších oxidov, vyskytujúcich sa v prírode.

Oxid (staršie pomenovanie kysličník) je zlúčenina kyslíka s iným, menej elektronegatívnym prvkom. Kyslík tvorí oxidy prakticky so všetkými prvkami, s výnimkou ľahkých vzácnych plynov (hélium, neón, argón a kryptón). Pri viacerých prvkoch existujú oxidy v rôznych oxidačných stupňoch a rovnako, okrem binárnych oxidov, sú známe aj viacprvkové oxidy.[1]

V zlúčeninách s fluórom, ktorý je elektronegatívnejší ako kyslík, sa jedná o fluoridy kyslíka.

Názvoslovie[upraviť | upraviť zdroj]

Všeobecný vzorec oxidu je XmOn, kde X je prvok a m,n sú koeficienty (prirodzené čísla), vyjadrujúce počty atómov vo vzorci (pokiaľ sú rovné jednej, neuvádzajú sa). Elektronegatívnejší prvok, teda anión je kyslík, jeho oxidačné číslo je vždy -II. Katión je prvok označený ako X. Pri tvorení názvu, ktorý je dvojslovný, sa uvádza anión (oxid) ako podstatné meno a katión ako prídavné meno, zložené z koreňa (mena prvku) a koncovky vyjadrujúcej oxidačné číslo príslušného prvku (postupne I -ný; II -natý; III -itý; IV -ičitý; V -ičný/-ečný; VI -ový; VII -istý; VIII -ičelý). Príklad: MnVII2O7 - oxid manganistý.

Ak oxid obsahuje dva, alebo viac katiónov, tieto sa zoradia podľa abecedy (napr. FeIITiIVO3 - oxid titaničito-železnatý). V prípade vody sa používa triviálny názov, nie systematický (oxidán).[2]

Vlastnosti[upraviť | upraviť zdroj]

Oxidy, vzhľadom na vysokú početnosť zlúčenín, vykazujú širokú variabilitu fyzikálnych aj chemických vlastností. Oxid uhoľnatý je napríklad ťažko skvapaľniteľný plyn (teplota varu -191,5 °C), naproti tomu oxid zirkoničitý je ťažko taviteľná tuhá látka (bod topenia až 3265 °C). Vodivosť je tiež rôzna, od izolátorov typu oxid horečnatý, cez polovodiče (prevažne oxidy prechodných prvkov), až po dobré vodiče (napr. oxid réniový).[3]

Acidobázické vlastnosti[upraviť | upraviť zdroj]

Práškový oxid vápenatý

Oxidy alkalických kovov, kovov alkalických zemín a lantanoidov obsahujú väzby prevažne iónového charakteru, t.j. v štruktúre sa vyskytuje anión O2-. Vo vodnom roztoku podlieha hydrolýze podľa reakcie:

O2- (s) + H2 ⇌ 2OH- K > 1022

a tieto oxidy, pokiaľ sú rozpustné vo vode, tvoria v roztoku hydroxidy - sú zásadotvorné. Ak nie sú rozpustné, reagujú s roztokmi kyselín za vzniku príslušných solí.

BaO + H2O → Ba(OH)2
Na2O + HCl → NaCl + H2O

Naproti tomu, oxidy nekovov, ako napríklad oxid sírový alebo uhličitý sú molekulového charakteru s kovalentnými väzbami a pri rozpúšťaní vo vode tvoria kyseliny - sú kyselinotvorné. Prípadne, taktiež reagujú s roztokmi zásad za vzniku solí. Kyselinotvorné oxidy sa niekedy nazývajú aj anhydridy príslušných kyselín.

SO3 + H2O → H2SO4
CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O

Tretia skupina oxidov, prevažne oxidy prechodných prvkovamofotérneho charakteru, teda reagujú s roztokmi hydroxidov, ako aj s kyselinami.

ZnO + 2H+ (aq) → Zn2+ + H2O
ZnO + 2OH- + H2O → Zn(OH)42-

Pri prechodných prvkoch, ktoré tvoria oxidy vo viacerých oxidačných číslach (napr. Mn tvorí oxidy v rozmedzí od +2 do +7), platí, že kyslosť rastie so zvyšujúcim sa oxidačným číslom.

Posledná, acidobázicky nereaktívna skupina oxidov sú oxidy typu oxid uhoľnatý, oxid dusný, oxid dusnatý, ktoré sú inertného charakteru, t.j. vo vode sú nerozpustné a nereagujú ani s kyselinami ani so zásadami.[4]

Štruktúra[upraviť | upraviť zdroj]

Štruktúra oxidu uraničitého

Z hľadiska väzieb sa oxidy rozdeľujú na:

  • iónové - prevažne oxidy v nižších oxidačných číslach, oxidy alkalických kovov, kovov alkalických zemín, lantanoidov. Tieto oxidy sú kryštalické látky bázického charakteru, zvyčajne rozpustné vo vode (resp. reagujú s vodou za vzniku hydroxidov).
  • molekulové - oxidy nekovov a prechodných prvkov v najvyšších oxidačných číslach. Štruktúrne sú to izolované molekuly v plynnom, kvapalnom alebo tuhom stave typu CO, CO2, P4O10, atď. Sú kyselinotvorné.
  • polymérne - oxidy prevažne prechodných prvkov s polymérnou štruktúrou (lineárnou, reťazcovou, vrstevnatou alebo priestorovou).[1] V štruktúre sa vyskytuje mostíkový atóm kyslíka. Väčšinou sú vo vode nerozpustné, ale s roztokmi kyselín, resp. zásad reagujú, teda sú amfotérne.

Nestechiometrické oxidy[upraviť | upraviť zdroj]

Oxidy prechodných prvkov často vykazujú nestechiometrické pomery oproti ideálnemu stavu. Pomery vyplývajú z termodynamickej rovnováhy, kde zloženie tuhej fázy (kryštálu oxidu) závisí od koncentrácie plynnej fázy (kyslíka) nad povrchom kryštálu. Ak plynná a tuhá fáza existujú za určitej teploty a tlaku v rovnovážnom stave (ΔG = 0), zmena tlaku vedie k zmenám v zložení tuhej fázy. Zvýšenie tlaku kyslíka spôsobí jeho „vtekanie“ do kryštálovej štruktúry, čo je kompenzované oxidáciou adekvátneho počtu atómov kovu. Naopak, zníženie tlaku vedie k „úniku“ kyslíka do plynnej fázy a zníženiu oxidačného čísla ekvivalentného množstva atómov príslušného prvku. Zmena obsahu kyslíka spôsobuje defekty v kryštálovej štruktúre, či už vakancie (aniónové, resp. katiónové), alebo presun nadbytočných katiónov/aniónov do medzimriežkových pozícií. Defekty nestechiometrických oxidov majú význam pri heterogénnej katalýze, polovodičoch, atď.[1][3]

Viacprvkové oxidy[upraviť | upraviť zdroj]

Okrem binárnych oxidov, teda zlúčenín kyslíka s iným prvkom, existujú aj viacprvkové oxidy, ktoré okrem aniónu O2- obsahujú katióny dvoch, alebo viacerých prvkov. Najznámejšie sú tzv. podvojné oxidy, ktoré sa vyskytujú aj v prírode ako minerály perovskit (CaTiO3), ilmenit (FeTiO3), spinel (MgAl2O4), magnetit (Fe3O4). Z viacprvkových zlúčenín sú významné ternárne oxidy medi, napr. (YBa2Cu3O7-x), prvý vysokoteplotný supravodič.

Príprava[upraviť | upraviť zdroj]

  • priamym zlučovaním prvku s kyslíkom
S + O2 → SO2
  • rozkladom solí kyslíkatých kyselín
CaCO3 → CaO + CO2
  • redukciou oxidu vo vyššom oxidačnom stupni vodíkom alebo oxidom uhoľnatým
Fe2O3 + CO → 2FeO + CO2
  • hydrolýzou
XeF6 + 3H2O → XeO3 + 6HF

Výskyt a použitie[upraviť | upraviť zdroj]

Viaceré oxidy sa bežne vyskytujú v prírode, z plynných je to oxid uhličitý ako súčasť atmosféry, oxid siričitý ako prekurzor kyslých dažďov, oxidy dusíka (NO, NO2). Oxid kremičitý je bežná súčasť litosféry (či už ako samostatný minerál kremeň, alebo ako základná stavebná jednotka viacerých hornín). Rovnako aj oxid hlinitý, opäť ako samostatný, aj keď oveľa zriedkavejšie sa vyskytujúci minerál korund (a jeho drahokamové odrody rubín a zafír), ale hlavne ako zložka hornín (vo forme hlinitokremičitanov).

Viaceré oxidy, vyskytujúce sa v prírode, sa ťažia a spracúvajú ako zdroj kovu. Napr. železo sa získava z rúd, ktoré sú tvorené oxidmi, resp. hydroxidmi železa (existujú však aj železné rudy, kde surovinou nie je oxid železa). Rovnako hliník sa získava z bauxitu, čo je zmes hlinitokremičitanov, hydratovaného oxidu/hydroxidu hlinitého a hydratovaných oxidov/hydroxidov železa.

V stavebnom priemysle má veľký význam oxid vápenatý, ktorý sa získava tepelným rozkladom uhličitanu vápenatého - vápencov a je zložkou betónu, oxid horečnatý (žiaruvzdorné materiály), oxid kremičitý (piesok).

Oxid kremičitý je taktiež zdrojom kremíka, slúžiaceho na výrobu polovodičov. Oxid titaničitý sa využíva ako biely pigment, prípadne ako plnivo pri výrobe papiera. Niektoré oxidy majú využitia ako katalyzátory, slúžia taktiež v rôznych senzoroch a detektoroch. Neposlednou v rade využitia oxidov je výroba keramiky so špecifickými vlastnosťami.

Referencie[upraviť | upraviť zdroj]

  1. a b c MUCK, Alexander. Základy strukturní anorganické chemie. 1. vyd. Praha : Academia, 2006. 508 s. ISBN 80-200-1326-1. S. 150-152. (česky)
  2. Galamboš Michal; Tatiersky Jozef; Rosskopfová Oľga. Názvoslovie anorganických látok. Bratislava : [s.n.], 2011. 162 s. ISBN 978-80-223-2966-8.
  3. a b Greenwood Norman Neil; Earnshaw Alan. Chemistry of the Elements. 2. vyd. Oxford : Butterworth-Heinemann, 1997. 1341 s. ISBN 0-7506-3365-4. S. 640-644. (anglicky)
  4. Albert Cotton; Geoffrey Wilkinson. Advanced Inorganic Chemistry. 3. vyd. [s.l.] : John Wiley & Sons, 1972. 1147 s. ISBN 0-471-17560-9. S. 404-405. (anglicky)

Pozri aj[upraviť | upraviť zdroj]

Iné projekty[upraviť | upraviť zdroj]