Óxido

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Química

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História da química

Propriedades organolépticas

Cor | Brilho | Paladar | Odor

Propriedades físicas

Ponto de fusão | Ponto de ebulição | Tenacidade | Dureza | Densidade


Efeitos

Químico | Físico


Substâncias Puras

Elementos químicos


Misturas

Homogêneas | Heterogêneas

Efeitos Químicos

Combustão | Oxidação | Salificação | Corrosão | Fermentação | Hidrogenação | Hidrólise | Polimerização | Transesterificação | Fuligem | Fosforilação oxidativa | Aluminotermia | Esterificação


Combustão

Externa | Interna


Efeitos Físicos

Vaporização | Fusão | Solidificação | Condensação | Sublimação


Estados da matéria

Sólido | Líquido | Gasoso | Plasma | Condensado de Bose-Einstein


Tipos de vaporização

Ebulição | Calefação | Evaporação


Modos de separação de misturas

Catação | Ventilação | Levigação | Separação magnética | Peneiração | Flotação | Decantação | Centrifugação | Filtração | Destilação


Modos de destilação

Simples | Fracionada


Hidrocarbonetos

Alcanos Aromáticos | Alcadienos | Ciclanos | Ciclenos


Funções orgânicas

Álcoois | Haletos orgânicos | Fenóis | Enóis | Ácidos carboxílicos | Ésteres | Sais orgânicos


Ligações Químicas

Covalente | iônica | Metálica


Funções inorgânicas

Ácidos | Base | Sal | óxidos


Um óxido é um composto químico binário formado por átomos de oxigênio com outro elemento em que o oxigênio é o mais eletronegativo.[1] Os óxidos constituem um grande grupo na química, pois a maioria dos elementos químicos formam óxidos.[2] Alguns exemplos de óxidos com os quais convivemos são: ferrugem (óxido de ferro III), gás carbônico (óxido de carbono IV ou dióxido de carbono), cal (óxido de cálcio).


Nos óxidos, o elemento mais eletronegativo deve ser o oxigênio.[1] Os OF2 ou O2F2 não são óxidos, pois possui flúor no caso ele é mais eletronegativo que o oxigênio.[2] Estes compostos são chamados fluoretos de oxigênio.




Índice






  • 1 Óxidos Básicos


    • 1.1 Definição


    • 1.2 Reações Típicas dos Óxidos




  • 2 Óxidos ácidos ou Anidridos


    • 2.1 Definição


    • 2.2 Reações Típicas 2




  • 3 Óxidos Anfóteros


    • 3.1 Definição clara


    • 3.2 Reações típicas 3




  • 4 Óxidos neutros


    • 4.1 Definição




  • 5 Óxidos duplos, mistos ou salinos


    • 5.1 Definição




  • 6 Peróxidos


  • 7 Superóxidos


  • 8 Nomenclatura


    • 8.1 Óxidos de metais


    • 8.2 Óxidos de ametais


    • 8.3 Óxidos ácidos ou anidridos




  • 9 Referências





Óxidos Básicos |



Definição |


São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (+1 e +2, exceto Pb, Zn, Al, Sb e Sn, os quais formam sempre óxidos anfóteros).[1][2] Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Os óxidos básicos possuem estrutura iônica devido à diferença de eletronegatividade entre o metal (que é baixa) e o oxigênio (que é alta), por terem este caráter iônico apresentam estado físico sólido. Alguns exemplos:



  • Na2O - óxido de sódio

  • CaO - óxido de cálcio

  • BaO - óxido de bário

  • CuO - óxido de cobre (óxido cúprico)

  • Cu2O - óxido de cobre(I) (óxido cuproso/cuprita)

  • FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso).



Reações Típicas dos Óxidos |


Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido). O cálculo do óxido em alguns casos ajuda a dar a nomenclatura dos elementos.
Exemplos:



Na2O + H2O {displaystyle rightarrow } 2NaOH

K2O + H2O {displaystyle rightarrow } 2KOH³

CaO + H2O {displaystyle rightarrow } Ca(OH)2

FeO + H2O {displaystyle rightarrow } Fe(OH)2

Na2O + 2HNO3{displaystyle rightarrow } 2NaNO3 + H2O

Cu2O + 2HCl {displaystyle rightarrow } 2CuCl + H2O

CaO + H2SO4{displaystyle rightarrow } CaSO4 + H2O

3FeO + 2H3PO4{displaystyle rightarrow }Fe3(PO4)2 + 3H2O



Óxidos ácidos ou Anidridos |



Definição |


São óxidos em que, geralmente, o elemento ligado ao oxigênio é um ametal . Possuem estrutura molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por isso, são chamados anidridos de ácidos. Alguns exemplos:



  • CO2 anidrido carbônico

  • SO2 anidrido sulfuroso.

  • SO3 anidrido sulfúrico.

  • Cl2O anidrido hipocloroso.

  • Cl2O7 anidrido perclórico.

  • SiO2 anidrido silícico.



Reações Típicas 2 |


Reagem com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água (neutralizando a base). Exemplos:



SO3 + H2O {displaystyle rightarrow } H2SO4

P2O5 + 3H2O {displaystyle rightarrow }2H3PO4

N2O3 + H2O {displaystyle rightarrow } 2HNO2

CO2 + H2O {displaystyle rightarrow } H2CO3



SO2 + 2KOH {displaystyle rightarrow } K2SO3 + H2O

P2O5 + 6LiOH {displaystyle rightarrow } 2Li3PO4 + 3H2O

N2O3 + Ba(OH)2{displaystyle rightarrow } Ba(NO2)2 + H2O

CO2 + Ca(OH)2{displaystyle rightarrow } CaCO3 + H2O



Óxidos Anfóteros |



Definição clara |


São óxidos de metais de transição e semi-metais, que apresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como básicos. Dependendo do metal ligado ao oxigênio pode haver predominância do caráter ácido ou básico. O caráter ácido do óxido aumenta à medida que seu elemento formador aproxima-se, na tabela periódica, dos não-metais. O caráter básico do óxido aumenta à medida que o elemento formador aproxima-se dos metais alcalinos e alcalino-terrosos. A estrutura dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular. Alguns exemplos:



  • SnO óxido de estanho

  • SnO2óxido de estanho

  • Fe2O3óxido de ferro

  • ZnO óxido de zinco

  • Al2O3óxido de alumínio


Observação: Os óxidos de Pb, Zn, As, Sb e Sn, independente de seus números de oxidação, são classificados como óxidos anfóteros.


Os anfóteros são formados pelos elementos Al, Zn, Pb, Sn, Sb, As e Bi.



Reações típicas 3 |


Reagem com ácidos formando sal e água (o metal do óxido torna-se o cátion do sal), e com bases formando sal e água também (neste caso o metal formador do óxido e o oxigênio formam o ânion do sal). Exemplos:



ZnO + H2SO4{displaystyle rightarrow } ZnSO4 + H2O

ZnO + 2KOH {displaystyle rightarrow } K2ZnO2 + H2O

Al2O3 + 6HCl {displaystyle rightarrow } 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH² {displaystyle rightarrow } 2NaAlO2 + H2O


Alguns dos ânions formados são:



  • ZnO2−2zincato

  • AlO2-aluminato

  • SnO2−2estanito

  • SnO3−2estanato

  • PbO2−2plumbito

  • PbO3−2plumbato

  • AsO3−3arsenito

  • AsO4−3arseniato



Óxidos neutros |



Definição |


São óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido ou básico não significa que sejam inertes. São formados por não-metais ligados ao oxigênio, e geralmente apresentam-se no estado físico gasoso. Alguns exemplos:



  • CO óxido de carbono II

  • NO óxido de nitrogênio II

  • N2O óxido de nitrogênio I - veja Óxido nitroso

  • H2O água



Óxidos duplos, mistos ou salinos |



Definição |


São óxidos que se comportam como se fossem formados por dois outros óxidos, do mesmo elemento químico. Alguns exemplos:



  • Fe3O4: constituído pela combinação do FeO (óxido de ferro II) + Fe2O3 (óxido de ferro III)

  • Pb3O4: constituído pela combinação de 2 PbO (óxido de chumbo II) + PbO2 (óxido de chumbo IV)


Os óxidos duplos possuem como fórmula geral M3O4, como exemplificado acima. Sendo M, um metal genérico. Ao tentarmos calcular o nox do metal em questão, o valor encontrado será de +8/3. Entretanto, esse é o nox médio do metal, já que este metal tem dois números de oxidação diferentes.


Quando se reage um óxido duplo com um ácido, o produto formado é composto de dois sais de mesmo cátion, mas com nox diferentes, e mais água.


Exemplo de reação: Fe3O4 +HCl


Como o Fe3O4 é a combinação do FeO e do Fe2O3, para realizar esse tipo de reação, pode-se dividir em duas etapas, e depois somá-las:


1ª etapa: FeO + 2 HCl → FeCl2 + H2O


2ª etapa: Fe2O3 + 6 HCl → 2 FeCl3 + 3 H2O


A soma das reações resultará na reação desejada e teremos:


Fe3O4 + 8 HCl → 2 FeCl3 + FeCl2 + 4 H2O



Peróxidos |


Peróxidos são um tipo especial de óxidos, no qual há a existência da ligação O-O. Por consequência disso, o número de oxidação (Nox) do oxigênio nesses compostos é -1.


Um exemplo é o peróxido de hidrogênio (H2O2), componente da água oxigenada. Sua aplicação se dá em cortes e feridas que correm o risco de infecção bacteriana. A degradação do peróxido de hidrogênio pela enzima catalase libera oxigênio (O2) o que causa a morte de bactérias anaeróbicas.


Os peróxidos são compostos iônicos, exceto o peróxido de hidrogênio (H2O2). Os peróxidos mais comuns são formados por hidrogênio, metais alcalinos e metais alcalinos terrosos. Exemplos:



  • Hidrogênio: H2O2

  • Metais alcalinos: Na2O2, K2O2, etc

  • Metais alcalinos terrosos: CaO2, BaO2, etc.



Superóxidos |


Superóxidos são sólidos iônicos, formados pelos cátions de metais alcalinos e pelo ânion superóxido (O2-). Nestes compostos, o nox médio do oxigênio é igual a -1/2.


Exemplos: KO2, RbO2, CsO2



Nomenclatura |



Óxidos de metais |


Óxido de [Nome do Metal], caso o cátion apresente somente uma carga


Na2O {displaystyle rightarrow } Óxido de sódio


ZnO {displaystyle rightarrow } Óxido de zinco


Al2O3{displaystyle rightarrow } Óxido de alumínio


Caso o elemento apresente mais de uma carga(quando não tiver nox fixo), poderemos utilizar Óxido de [nome do elemento] + carga do elemento.


Fe2O3{displaystyle rightarrow } Óxido de ferro III


SnO2{displaystyle rightarrow } Óxido de estanho IV


Pode-se também fazer uso dos sufixos ico (maior Nox) e oso (menor Nox), para o caso do elemento apresentar duas cargas.


Fe2O3{displaystyle rightarrow } Óxido férrico


FeO {displaystyle rightarrow } Óxido ferroso


Cu2O {displaystyle rightarrow } Óxido cuproso


CuO {displaystyle rightarrow } Óxido cúprico


SnO {displaystyle rightarrow } Óxido estanoso


SnO2{displaystyle rightarrow } Óxido estânico



Óxidos de ametais |


[Mono, Di, Tri, Tetra, Penta, Epta, Octa …] + Óxido de [(Mono), Di, Tri] + [Nome do Ametal]


SO3{displaystyle rightarrow } Trióxido de (Mono)Enxofre


N2O5{displaystyle rightarrow } Pentóxido de Dinitrogênio



Óxidos ácidos ou anidridos |


Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+1 e +2) {displaystyle rightarrow }prefixo HIPO + sufixo OSO


Exemplo: Anidrido Hipoiodoso {displaystyle rightarrow } I2O {displaystyle rightarrow } NOX do Iodo = +1


Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+3 e +4) {displaystyle rightarrow }+ sufixo OSO


Exemplo: Anidrido Iodoso {displaystyle rightarrow } I2O3 {displaystyle rightarrow } NOX do Iodo = +3


Mas se ele for das famílias 3A e 4A sua nomenclatura será: Anidrido [Nome do Elemento] + se for da fami.(3A e 4A) +sufixo ICO


Exemplo: Anidrido Carbonico Família 4A


Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+5 e +6) {displaystyle rightarrow }+ sufixo ICO


Exemplo: Anidrido Iódico {displaystyle rightarrow } I2O5 {displaystyle rightarrow } NOX do Iodo = +5


Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+7) {displaystyle rightarrow }prefixo HIPER/PER + sufixo ICO


Exemplo: Anidrido Periódico {displaystyle rightarrow } I2O7 {displaystyle rightarrow } NOX do Iodo = +7


SO3{displaystyle rightarrow } Anidrido Sulfúrico


SO2{displaystyle rightarrow } Anidrido Sulfuroso


Exceção:


CO2{displaystyle rightarrow } dióxido de carbono ou Anidrido Carbônico



Referências




  1. abc Líria Alves. «Óxidos». R7. Brasil Escola. Consultado em 3 de junho de 2013 


  2. abc Luiz Molina Luz. «Óxidos». InfoEscola. Consultado em 3 de junho de 2013 



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