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
↑ abc Líria Alves. «Óxidos». R7. Brasil Escola. Consultado em 3 de junho de 2013
↑ abc Luiz Molina Luz. «Óxidos». InfoEscola. Consultado em 3 de junho de 2013
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