Óxido

Um óxido é um composto químico binário formado por átomos de oxigênio com outro elemento em que o oxigênio é o mais eletronegativo. Os óxidos constituem um grande grupo na química pois a maioria dos elementos químicos formam óxidos. 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. Os compostos OF₂ ou O₂F₂ não são óxidos pois o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Estes compostos são chamados fluoretos de oxigênio.

Óxidos básicos

Definição

São óxidos (definição de oxigênio em que a tabela periódica se encontra em organelas, assim relatado por Henrique Gondin 1456) em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (+1 e +2, exceto Pb, Zn, As, Sb e Sn, os quais formam sempre óxidos anfóteros). 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 (cal viva)
• BaO - óxido de bário (barita)
• CuO - óxido de cobre(II) (óxido cúprico)
• Cu₂O - óxido de cobre(I) (óxido cuproso/cuprita)
• FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso)

Reações

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 $\rightarrow$ 2NaOH

K₂O + H₂O $\rightarrow$ 2KOH

CaO + H₂O $\rightarrow$ Ca(OH)₂

FeO + H₂O $\rightarrow$ Fe(OH)₂

Na₂O + 2HNO₃ $\rightarrow$ 2NaNO₃ + H₂O

Cu₂O + 2HCl $\rightarrow$ 2CuCl + H₂O

CaO + H₂SO₄ $\rightarrow$ CaSO₄ + H₂O

3FeO + 2H₃PO₄ $\rightarrow$Fe₃(PO₄)₂ + 3H₂O

Óxidos ácidos ou Anidridos

Definição

São óxidos em que 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 óxido de carbono IV ou dióxido de (mono)carbono ou anidrido carbônico
• SO₂ óxido de enxofre IV ou dióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfuroso.
• SO₃ óxido de enxofre VI ou trióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfúrico.
• Cl₂O óxido de cloro I ou monóxido de dicloro ou anidrido hipocloroso.
• Cl₂O₇ óxido de cloro VII ou heptóxido de dicloro ou anidrido perclórico.
• SiO₂ óxido de silício ou dióxido de (mono)silício ou anidrido silícico.
• MnO₃ óxido de manganês VI ou trióxido de (mono)manganês ou anidrido mangânico.
• Mn₂O₇ óxido de manganês VII ou heptóxido de dimanganês ou anidrido permangânico.

Reações

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

SO₃ + H₂O $\rightarrow$ H₂SO₄

P₂O₅ + 3H₂O $\rightarrow$2H₃PO₄

N₂O₃ + H₂O $\rightarrow$ 2HNO₂

CO₂ + H₂O $\rightarrow$ H₂CO₃

SO₂ + 2KOH $\rightarrow$ K₂SO₃ + H₂O

P₂O₅ + 6LiOH $\rightarrow$ 2Li₃PO₄ + 3H₂O

N₂O₃ + Ba(OH)₂ $\rightarrow$ Ba(NO₂)₂ + H₂O

CO₂ + Ca(OH)₂ $\rightarrow$ CaCO₃ + H₂O

Óxidos Anfóteros

Definição

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 II
• SnO₂ óxido de estanho IV
• Fe₂O₃ óxido de ferro III
• ZnO óxido de zinco
• Al₂O₃ óxido de alumínio

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

Reações

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 $\rightarrow$ ZnSO₄ + H₂O

ZnO + 2KOH $\rightarrow$ K₂ZnO₂ + H₂O

Al₂O₃ + 6HCl $\rightarrow$ 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH $\rightarrow$ 2NaAlO₂ + H₂O

Alguns dos ânions formados são:

• ZnO₂⁻² zincato
• AlO₂^- aluminato
• SnO₂⁻² estanito
• SnO₃⁻² estanato
• PbO₂⁻² plumbito
• PbO₃⁻² plumbato
• AsO₃⁻³ arsenito
• AsO₄⁻³ arseniato

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

Óxidos duplos ou mistos

Definição

São aqueles que originam dois sais ao serem aquecidos.

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. Alguns exemplos: Fe₃O₄, Pb₃O₄, Mn₃O₄

Exemplo de reação: Fe₃O₄ +8 HCl ----> 2FeCl₃ + FeCl₂

Peróxidos

Definição

São os óxidos formados por cátions das famílias dos metais alcalinos (1A) e metais alcalinos terrosos (2A) e pelo oxigênio com nox igual a -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. Exemplos:

• Na₂O₂
• BaO₂

Superóxidos

São óxidos iônicos que apresentam o íon do oxigênio com número de oxidação igual a -1/2.

Nomenclatura

Óxidos de metais

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

Na₂O $\rightarrow$ Óxido de sódio

ZnO $\rightarrow$ Óxido de zinco

Al₂O₃ $\rightarrow$ 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 $\rightarrow$ Óxido de ferro III

SnO₂ $\rightarrow$ 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 $\rightarrow$ Óxido férrico

FeO $\rightarrow$ Óxido ferroso

Cu₂O $\rightarrow$ Óxido cuproso

CuO $\rightarrow$ Óxido cúprico

SnO $\rightarrow$ Óxido estanoso

SnO₂ $\rightarrow$ Óxido estânico

Óxidos de ametais

[Mono, Di, Tri…] + Óxido de [(Mono), Di, Tri] + [Nome do Ametal]

SO₃ $\rightarrow$ Trióxido de (Mono)Enxofre

N₂O₅ $\rightarrow$ Pentóxido de Dinitrogênio

Óxidos ácidos ou anidridos

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

Exemplo: Anidrido Hipoiodoso $\rightarrow$ I₂O $\rightarrow$ NOX do Iodo = +1

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+3 e +4) $\rightarrow$+ sufixo OSO

Exemplo: Anidrido Iodoso $\rightarrow$ I₂O₃ $\rightarrow$ NOX do Iodo = +3

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+5 e +6) $\rightarrow$+ sufixo ICO

Exemplo: Anidrido Iódico $\rightarrow$ I₂O₅ $\rightarrow$ NOX do Iodo = +5

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

Exemplo: Anidrido Periódico $\rightarrow$ I₂O₇ $\rightarrow$ NOX do Iodo = +7

SO₃ $\rightarrow$ Anidrido Sulfúrico

SO₂ $\rightarrow$ Anidrido Sulfuroso

Exceção:

CO₂ $\rightarrow$ dióxido de carbono ou Anidrido Carbônico