ما هو الأكسيد؟| السلوك الكيميائي لأكاسيد الفلزات واللافلزات

الأكسيد

الأكاسيد عبارة عن مركبات كيميائية تتحد فيها ذرة أكسجين واحدة أو أكثر مع ذرة أخرى. بمعنى آخر الأكاسيد عبارة عن مركبات ثنائية من الأكسجين مع عنصر آخر. من أمثلة هذه الأكاسيد ثاني أكسيد الكربون وثاني أكسيد الكبريت وأكسيد الكالسيوم وحتى الماء. كل هذه المركبات تسمى أكاسيد لأنها تحتوي على ذرة واحدة فقط غير الأكسجين. في هذه المقالة سوف نتعلم ماهية الأكسيد ونفحص السلوك الكيميائي لأكاسيد المعادن (الفلزات) وغير المعدنية (اللافلزات).

ما هو الأكسيد؟| السلوك الكيميائي لأكاسيد الفلزات واللافلزات

أنواع الأكاسيد

اعتمادًا على الحموضة والخصائص الأساسية للأكاسيد يتم تصنيف سلوكها الكيميائي إلى ثلاث فئات: حمضية، قاعدية (قلوية) ومتعادلة (مذبذب أو أمفوتريك). بالطبع تشكل الأكاسيد المعدنية وغير المعدنية أيضًا نوعًا آخر من التصنيف وهي مجموعة فرعية من التصنيف التالي. في ما يلي سوف نفحص هذه الفئات.

  • يسمى الأكسيد الذي يتحد مع الماء لإنتاج حمض بأكسيد الحمض.
  • يسمى الأكسيد الذي تتكاثره في الماء بأكسيد القاعدة.
  • يُطلق على المحلول المذبذب أيضًا مادة تتفاعل كحمض ومرة ​​أخرى.

لاحظ مع ذلك أن الأكسيد قد لا يكون حمضيًا أو قلويًا ولكن لا يزال من الممكن تصنيفه على أنه أكسيد متعادل. هناك خصائص أخرى يمكن استخدامها لتحديد أنواع الأكاسيد. يشير المصطلح “anhydride” أو أنهيدريد إلى مركب يمتص جزيء ماء لتكوين حمض أو قاعدة.

أكاسيد حمضية

تسمى الأكاسيد الحمضية أكاسيد العناصر غير المعدنية (المجموعات 14 إلى 17 من الجدول الدوري). تشكل هذه الأنهيدريدات أحماض بالماء. بعض هذه الأحماض مذكورة أدناه مع التفاعل.

حامض السولفوروس:
SO2+H2O→H2SO3

حامض السولفوريك:
SO3+H2O→H2SO4

حمض الكربونيك:
CO2+H2O→H2CO3

تُعرف الأكاسيد الحمضية أيضًا باسم حمض اللامائي. على سبيل المثال يُعرف ثاني أكسيد الكبريت أيضًا باسم ثاني أكسيد الكبريت ويعرف ثاني أكسيد الكبريت أيضًا باسم ثاني أكسيد الكبريت. عندما تتحد هذه الأكاسيد مع القاعدة فإنها تنتج الملح.

SO2+2NaOH→Na2SO3+H2O

أكاسيد القاعدة

بشكل عام العناصر المتعلقة بالمعادن القلوية والقلوية الأرضية (المجموعتان الأولى والثانية) تنتج أكسيد قاعدي أو أنهيدريد قاعدي.

K2O(s)+H2O(l)→2KOH(aq)

أكاسيد القاعدة هي ‌ أكاسيد فلزية. إذا كانت هذه الأكاسيد قابلة للذوبان في الماء فإنها تنتج هيدروكسيدات بالتفاعل مع الماء.

CaO+H2O→Ca(OH)2
MgO+H2O→Mg(OH)2
Na2O+H2O→2NaOH

تُعرف هذه الأكاسيد القاعدية أيضًا باسم أنهيدريدات القاعدة والتي تتفاعل مع الأحماض لإنتاج الأملاح.

MgO+2HCl→MgCl2+H2O
Na2O+H2SO4→Na2SO4+H2O

أكاسيد الأمفوتريك

كما ذكرنا أكاسيد الأمفوتريك هي أكاسيد تظهر خصائص حمضية وقلوية. على سبيل المثال عندما HSO−4 يتفاعل مع الماء لإنتاج كل من الهيدروكسيد وأيونات الهيدرونيوم.

HSO−4+H2O→SO2−4+H3O+
HSO−4+H2O→H2SO4+OH−

الأكاسيد الأمفوتيرية عندما تتفاعل مع أحد الأحماض تنتج الماء والملح وتظهر سلوكًا مرحًا. نفس الأكاسيد إذا تفاعلت مع القواعد تنتج الماء والملح ولكن لها خاصية حمضية.

على سبيل المثال أكسيد الزنك مع الصيغة ZnO سوف تتصرف ردا على حمض الهيدروكلوريك.

ZnO+2HCl→ZnCl2+H2O

كما أنه يتصرف بشكل حمضي في تفاعله مع هيدروكسيد الصوديوم:

ZnO+2NaOH→Na2ZnO2+H2O

وبالمثل سوف يتصرف Al2O3 استجابةً لـ H2SO4.

Al2O3+3H2SO4→Al2(SO4)3+3H2O

نفس الأكسيد يتصرف بشكل حمضي في تفاعله مع هيدروكسيد الصوديوم:

Al2O3+2NaOH→2NaAlO2+H2O

أكاسيد متعادلة

لا تظهر الأكاسيد المحايدة أي خصائص قلوية أو حمضية. لذلك لا تنتج الملح عندما تتفاعل مع الأحماض أو القواعد. من بين هذه الأكاسيد المحايدة المركبات التالية:

  • أول أكسيد الكربون (CO)
  • أكسيد النيتروز (N2O)
  • أكسيد النيتريك (NO)
أكاسيد الفلزات واللافلزات

بيروكسيد وثاني أكسيد

لقد رأينا أن معادن المجموعة 1 و 2 تنتج أكاسيدًا بالتفاعل مع الأكسجين. على سبيل المثال تتفاعل معادن المجموعة 1 بسرعة مع الأكسجين لتكوين أكاسيد أيونية مختلفة في شكل M2O.

في ما يلي سوف نتعرف على البيروكسيدات والأكسيدات الفائقة وثاني أكسيد.

بيروكسيد

عادة يتفاعل الصوديوم والليثيوم مع الأكسجين الزائد لتكوين البيروكسيد (M2O2).

لانتاج. في ظل هذه الظروف يكون عدد أكسدة الأكسجين −1 يكون.

الأكسيد الفائق

عادةً ما تتفاعل عناصر البوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم جنبًا إلى جنب مع الأكسجين الزائد مع الأكسيد الفائق في شكل MO2.

ينتجون. في هذه الحالة فإن عدد أكسدة الأكسجين يساوي 2.1.

البيروكسيد هو أكسيد معدني ينتج بيروكسيد الهيدروجين عن طريق التفاعل مع الأحماض المخففة. تحتوي البيروكسيدات على أكسجين أكثر من أكاسيد القاعدة المقابلة لها مثل الصوديوم والكالسيوم وبيروكسيدات الباريوم.

BaO2+H2SO4→BaSO4+H2O2
Na2O2+H2SO4→Na2SO4+H2O2

أكسيد هجين

“الأكاسيد المركبة” هي أكاسيد فلزية تتصرف كما لو أنها مكونة من أكاسدين. أكسيد واحد مع أكسدة أقل والمجموعة الأخرى مع أكسدة أعلى. على سبيل المثال الرصاص الأحمر وأكسيد الحديديك مذكوران أدناه.

Pb3O4=PbO2+2PbO
Fe3O4=Fe2O3+FeO

عند غسلها بالحمض تنتج الأكاسيد المركبة خليطًا من الأملاح.

Fe3O4 + 8HCl → 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O

إنتاج الأکسید

يتم إنتاج الأكاسيد بطرق مختلفة بعضها مذكور أدناه.

التسخين المباشر للعنصر بالأكسجين

تحترق العديد من المعادن واللافلزات بسرعة لإنتاج أكاسيد عند تسخينها بالأكسجين أو الهواء. فيما يلي بعض ردود الفعل هذه.

2Mg + O2 Heat ⟶2MgO
2Ca + O2 Heat ⟶2CaO
S + O2 Heat ⟶SO2
P4 + 5O2 Heat ⟶2P2O5

تفاعل الأكسجين مع المركبات عند درجات حرارة عالية

في درجات الحرارة العالية يتفاعل الأكسجين مع العديد من المركبات لإنتاج أكاسيد. يتم سرد بعض ردود الفعل هذه أدناه.

  • عادة ما تتأكسد الكبريتيدات عند تسخينها في وجود الأكسجين.

2PbS + 3O2Δ⟶2PbO + 2SO2
2ZnS + 3O2Δ⟶2ZnO + 2SO2

  • تتأكسد المركبات المحتوية على الكربون والهيدروجين أيضًا في وجود الأكسجين والحرارة.

C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O

  • ينتج عن التحلل الحراري لبعض المركبات مثل الهيدروكسيدات والكربونات والنترات أكاسيد.

CaCO3Δ⟶CaO + CO2
2Cu (NO3) 2Δ⟶2CuO + 4NO2 + O2
Cu (OH) 2Δ⟶CuO + H2O

أكسدة بعض المعادن بحمض النيتريك

تتمثل إحدى طرق تحضير الأكاسيد في تفاعل أكسدة بعض المعادن مع حمض النيتريك ويمكن رؤية مثال على ذلك أدناه.

2Cu+8HNO3 Heat ⟶2CuO+8NO2+4H2O+O2
Sn+4HNO3 Heat ⟶SnO2+4NO2+2H2O

أكسدة بعض اللافلزات بحمض النيتريك

على غرار الطريقة السابقة ينتج الأكسيد عن طريق تفاعل أكسدة بعض المعادن غير مع حمض النيتريك.

C + 4HNO3 → CO2 + 4NO2 + 2H2O

الاتجاهات الدورية في سلوك الأحماض وقواعد الأكاسيد

تزداد الخصائص الحمضية لأكاسيد العناصر تدريجياً في كل دورة من اليسار إلى اليمين. على سبيل المثال في الدورة الثالثة يتغير سلوك الأكاسيد كما هو موضح أدناه.

أكسيد الفلزات واللافلزات

إذا نظرنا عن كثب إلى دورية في الجدول الدوري نحصل على فهم أفضل للخصائص الحمضية والقلوية للأكاسيد. بالإضافة إلى ذلك بهذه الطريقة يمكننا الحصول على فهم أفضل للخصائص الفيزيائية للأكاسيد. تنتج أكاسيد الفلزات الموجودة على الجانب الأيسر من الجدول الدوري محاليل قلوية مثل MgO و Na2O.

تنتج الأكاسيد غير المعدنية الموجودة على الجانب الأيمن من الجدول محاليل حمضية يمكن أن تكون عينات منها Cl2O.

وذكر ثاني أكسيد الكبريت وثاني أكسيد الكبريت و P4O10. في غضون ذلك ‌ يمكن ملاحظة اتجاهات معينة في السلوك الحمضي القاعدي. يمكن تفسير هذه العملية على النحو التالي:

توجد أكاسيد القلوية على الجانب الأيسر من الجدول الدوري وتوجد أكاسيد القلوية على الجانب الأيمن من الجدول الدوري.

يعرض أكسيد الألومنيوم خصائص حمضية وقلوية وهو مذبذب. نتيجة لذلك يمكن اعتبار أكسيد الألومنيوم كرمز في الجدول حيث يحدث التغيير من أكسيد القاعدة إلى أكسيد الحمض.

لاحظ أن هذه العملية مخصصة فقط للأكاسيد التي تحتوي على أعلى عدد أكسدة. في الصورة أدناه يتضح هذا الاتجاه جيدًا. اتبع بعناية التغيير من أكسيد القاعدة إلى حمض في أكاسيد مذبذبة (الأزرق).

أكسيد الفلزات واللافلزات
الوردي: أكسيد حامضي
أزرق: أكسيد امفوتری
الأرجواني: أكسيد قاعدی

السلوك الكيميائي لأكاسيد الفلزات واللافلزات

حتى الآن نحن على دراية جيدة بالأكاسيد وحتى السلوك الكيميائي لأكاسيد المعادن وغير المعدنية. بالإضافة إلى ذلك ، قمنا بفحص الاتجاهات الدورية للأكاسيد وسلوكها الكيميائي. بالنظر إلى أهمية الأكاسيد في الدورية الثالثة للجدول الدوري في ما يلي سوف نفحص تفاعل بعض الأكاسيد في هذه الدورية ونراجع السلوك الكيميائي للأكاسيد المعدنية وغير المعدنية الناتجة.

أكسيد الصوديوم

أكسيد الصوديوم هو أحد الأكاسيد التي تظهر سلوك اللعب. هذا الأكسيد قلوي بسبب وجود أيونات أكسيد O2−

يكون. هذا الأيون هو قاعدة قوية جدًا ولها ميل قوي للاندماج مع أيونات الهيدروجين.

  • تفاعل مع الماء

يتفاعل أكسيد الصوديوم مع الماء الساخن في تفاعل ساخن لإنتاج محلول هيدروكسيد الصوديوم. سيكون لمحلول هيدروكسيد الصوديوم المركز في الماء درجة حموضة 14.

Na2O + H2O → 2NaOH

  • تفاعل مع الأحماض

يتفاعل هيدروكسيد الصوديوم أيضًا مع الأحماض كقاعدة قوية. على سبيل المثال يتم إنتاج كلوريد الصوديوم أثناء تفاعل حمض الهيدروكلوريك المخفف.

Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O

أكسيد المغنيسيوم

أكسيد المغنيسيوم هو أيضًا قاعدة بسيطة تحتوي على أيونات الأكسيد. ومع ذلك فإن قلويتها أقل من قلوية أكسيد الصوديوم. في جوامد أكسيد الصوديوم التجاذب بين +1 أيونات

وهناك 2−. لكن في أكسيد المغنيسيوم هناك 3 عوامل جذب بين الأيونات 2− و +2. نظرًا للحمل الأعلى على المعدن هناك حاجة إلى مزيد من الطاقة لكسر هذه الرابطة. حتى مع الأخذ في الاعتبار العوامل الأخرى مثل الطاقة المنبعثة من التفاعلات الأيونية ثنائية القطب للماء والكاتيون فإن التأثير الصافي لتفاعل أكسيد المغنيسيوم سيكون أقل من تأثير أكسيد الصوديوم.

  • تفاعل مع الماء

للوهلة الأولى لا يتفاعل مسحوق أكسيد المغنيسيوم مع الماء. ومع ذلك فإن الرقم الهيدروجيني للحل الناتج هو 9. يشير هذا إلى أن أيونات الهيدروكسيد قد تم إنتاجها. في الواقع يتم إنتاج هيدروكسيد المغنيسيوم عن طريق التفاعل ولكن نظرًا لأن الجسيمات تكاد تكون غير قابلة للذوبان في الماء فإن أيونات الهيدروكسيد تذوب قليلاً. رد الفعل يرد أدناه.

MgO + H2O → Mg (OH) 2

  • تفاعل مع الأحماض

تفاعل هذه المادة الصلبة مشابه لتفاعل أكسيد فلز. على سبيل المثال بالتفاعل مع حمض الهيدروكلوريك المخفف الساخن يتم الحصول على محلول كلوريد المغنيسيوم.

MgO + 2HCl → MgCl2 + H2O

أكسيد الألمونيوم

يعد وصف خصائص أكسيد الألومنيوم مضللًا بعض الشيء لأنه يأتي بأشكال عديدة. يحتوي أحد هذه المركبات على تفاعل منخفض جدًا يسمى (α – Al2O3)

ومن المعروف وينتج في درجات حرارة عالية. بالطبع التفاعلات التالية تشمل الأنواع التفاعلية لهذا الجزيء. كما ذكرنا سابقًا لدى Al2O3 سلوك مذبذب. لذلك سيكون موجودًا في تفاعلات مفتوحة وحمضية.

  • تفاعل مع الماء

Al2O3 إنه غير قابل للذوبان في الماء وتفاعله مع الماء لا يشبه المركبين السابقين. في الواقع تتماسك أيونات هذا المركب معًا بقوة شديدة في الشبكة ولا تتفاعل بسهولة مع الماء.

  • تفاعل مع الأحماض

Al2O3 يحتوي على أيونات الأكسيد وبالتالي يتفاعل مع الأحماض مثل المركبين السابقين. يتفاعل مع حمض الهيدروكلوريك المخفف والساخن ويتم إنتاج محلول كلوريد الألومنيوم وفقًا للتفاعل التالي.

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

  • تفاعل بقاعدة

يظهر أكسيد الألومنيوم أيضًا خصائص حمضية. يمكن ملاحظة ذلك في التفاعل مع القواعد مثل هيدروكسيد الصوديوم. تسمى المركبات التي يكون فيها الألمنيوم جزءًا به أيون سالب الألومينات. توجد ألومينات مختلفة في هذه التفاعلات لأن الألمنيوم لديه القدرة على تكوين رابطة تساهمية مع الأكسجين. يحدث هذا الترابط أيضًا بسبب اختلاف الكهربية المنخفضة بين الألمنيوم والأكسجين. يتفاعل أكسيد الألومنيوم مع محلول ساخن مركز من هيدروكسيد الصوديوم لإعطاء محلول عديم اللون من رباعي هيدروكسي ألومينات الصوديوم.

ثاني أكسيد السيليكون

السيليكون يشبه إلى حد بعيد الأكسجين من الناحية الكهربية في تكوين الروابط الأيونية. لذلك بما أن ثاني أكسيد السيليكون لا يحتوي على أيونات الأكسيد فلن يكون له خصائص قلوية. في الواقع إنه حمض ضعيف جدًا يتفاعل مع القواعد القوية.

  • تفاعل مع الماء

لا يتفاعل هذا المركب مع الماء لأنه من الصعب ديناميكيًا كسر الروابط التساهمية.

  • تفاعل بقاعدة

يتفاعل ثاني أكسيد السيليكون مع محلول ساخن مركّز من هيدروكسيد الصوديوم. ستكون نتيجة هذا التفاعل محلول عديم اللون من سيليكات الصوديوم.

SiO2+2NaOH→Na2SiO3+H2O

أكاسيد الفوسفور

هنا ، تعتبر أكاسيد الفوسفور أكسيد الفوسفور (III) وأكسيد الفوسفور (V).

  • أكسيد الفوسفور (III)

P4O6 يتفاعل مع الماء البارد لينتج محلول حامض الفوسفور الضعيف.

P4O6 + 6H2O → 4H3PO3

في الصورة أدناه يمكنك رؤية بنية الحمض بسبب البروتونات الكاملة.

أكاسيد الفوسفور

ستبقى البروتونات في الهيكل حتى يضاف الماء. حتى بعد إضافة الماء نظرًا لحقيقة أن لدينا حمضًا ضعيفًا يتم فصل الجزيئات الصغيرة عن الحمض. ثابت التفكك في حامض الفوسفور يساوي 2. يشير هذا الرقم إلى أنه أكثر حمضية من بعض الأحماض العضوية الشائعة مثل حمض الإيثانويك.

P4O6 انها لا تتفاعل بشكل مباشر تقريبا مع فتح. في حامض الفوسفوريك ذرتان من الهيدروجين في مجموعة (OH)  حمضية لكن الذرة الثالثة ليست حمضية. لذلك هناك نوعان من ردود الفعل المحتملة مع اللعبة مثل هيدروكسيد الصوديوم. تعتمد ردود الفعل هذه على مقدار القاعدة المضافة.

NaOH + H3PO3 → NaH2PO3 + H2O
2NaOH + H3PO3 → Na2HPO3 + 2H2O

في التفاعل الأول يتفاعل واحد فقط من البروتونات مع أيون الهيدروكسيد المفتوح. في التفاعل الثاني باستخدام أكثر من ضعف كمية هيدروكسيد الصوديوم كما كان من قبل يدخل كلا البروتونات إلى التفاعل.

بدلاً من ذلك إذا تفاعل أكسيد الفوسفور  (III) مباشرة مع هيدروكسيد الصوديوم فمن المحتمل أن يتم إنتاج الأملاح نفسها:

4NaOH + P4O6 + 2H2O → 4NaH2PO3
9NaOH + P4O6 → 4Na2HPO3 + 2H2O

  • أكسيد  (v)الفوسفور

P4O10 يتفاعل بقوة مع الماء ليعطي محلولاً يتكون من خليط من الأحماض يعتمد نوعه على ظروف التفاعل. طبعا حمض واحد فقط هو حمض الفوسفوريك.

P4O10 + 6H2O → 4H3PO4

منشور ذات صلة
البوليمر 7 Minutes

ما هو البوليمر؟| شرح بسیط ومفهوم

جاسم ناظري

في البوليمرات ترتبط المونومرات ببعضها البعض عن طريق تفاعلات جزيئية مختلفة. تتسبب طبيعة هذه التفاعلات في مرونة وقوة شد واستقرار حراري وصلابة مختلفة في هذه البوليمرات.

المعادن النبيلة 6 Minutes

المعادن النبيلة (Noble Metals) وخصائصها

جاسم ناظري

بشكل عام تُستخدم المعادن النبيلة في المجوهرات والعملات والأجهزة الكهربائية والطلاء الواقي وكمحفزات. يختلف الاستخدام الدقيق لهذه المعادن في كل عنصر. في معظم الحالات تكون هذه المعادن باهظة الثمن.

اترك تعليقاً

لن يتم نشر عنوان بريدك الإلكتروني. الحقول الإلزامية مشار إليها بـ *

السلة