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

O 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 compostos OF2 ou O2F2 não são óxidos pois o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio.[2] Estes compostos são chamados fluoretos de oxigênio.

Óxidos Básicos[editar | editar código-fonte]

Definição[editar | editar código-fonte]

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).[2] [1] 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[editar | editar código-fonte]

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 2KOH³
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[editar | editar código-fonte]

Definição[editar | editar código-fonte]

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:


Reações[editar | editar código-fonte]

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[editar | editar código-fonte]

Definição[editar | editar código-fonte]

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:

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

Reações[editar | editar código-fonte]

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 + 2NaOH²  \rightarrow 2NaAlO2 + H2O

Alguns dos ânions formados são:

Óxidos neutros[editar | editar código-fonte]

Definição[editar | editar código-fonte]

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:

Óxidos duplos ou mistos[editar | editar código-fonte]

Definição[editar | editar código-fonte]

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 + 4H2 O

Peróxidos[editar | editar código-fonte]

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[editar | editar código-fonte]

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

Nomenclatura[editar | editar código-fonte]

Óxidos de metais[editar | editar código-fonte]

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[editar | editar código-fonte]

[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[editar | editar código-fonte]

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

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

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

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

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

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

Anidrido [Nome do Elemento] + se noqui = (+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

Referências

  1. a b c Líria Alves. Óxidos (em português). R7. Brasil Escola. Página visitada em 03 de junho de 2013.
  2. a b c Luiz Molina Luz. Óxidos (em português). InfoEscola. Página visitada em 03 de junho de 2013.