Óxidos metálicos: propriedades, nomenclatura, usos e exemplos

Os óxidos metálicos são compostos inorgânicos formados por cátions e oxigênio. Eles geralmente compreendem um grande número de sólidos iônicos, nos quais o ânion óxido (O 2– ) interage eletrostaticamente com as espécies M + .

M + é, portanto, qualquer cátion que deriva do metal puro: dos metais alcalinos e de transição, com exceção de alguns metais nobres (como ouro, platina e paládio), aos elementos mais pesados ​​do bloco p da tabela periódico (como chumbo e bismuto).

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Fonte: Pixabay

A imagem acima mostra uma superfície de ferro coberta por crostas avermelhadas. Essas “crostas” são conhecidas como ferrugem ou urina, que por sua vez representam uma prova visual da oxidação do metal devido às condições do ambiente. Quimicamente, a ferrugem é uma mistura hidratada de óxidos de ferro (III).

Por que a oxidação do metal resulta na degradação de sua superfície? Isto é devido à incorporação de oxigênio na estrutura cristalina do metal.

Quando isso acontece, o volume do metal aumenta e as interações originais enfraquecem, causando a ruptura do sólido. Além disso, essas rachaduras permitem que mais moléculas de oxigênio penetrem nas camadas internas do metal, corroendo completamente a peça por dentro.

No entanto, esse processo ocorre em velocidades diferentes e depende da natureza do metal (sua reatividade) e das condições físicas que o envolvem. Portanto, existem fatores que aceleram ou retardam a oxidação do metal; Dois deles são a presença de umidade e pH.

Porque Porque a oxidação do metal para produzir um óxido de metal envolve uma transferência de elétrons. Estes “viajam” de uma espécie química para outra, desde que o meio o facilite, seja pela presença de íons (H + , Na + , Mg 2+ , Cl etc.), que modificam o pH, ou por as moléculas de água que fornecem os meios de transporte.

Analiticamente, a tendência de um metal para formar o óxido correspondente é refletida em seus potenciais de redução, que revelam qual metal reage mais rapidamente em comparação com outro.

O ouro, por exemplo, tem um potencial de redução muito maior que o ferro, e é por isso que brilha com seu brilho dourado característico sem um óxido opaco.

Propriedades dos óxidos não metálicos

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Óxido de magnésio, um óxido de metal.

As propriedades dos óxidos metálicos variam de acordo com o metal e como ele interage com o ânion O 2– . Isso implica que alguns óxidos possuem densidades ou solubilidades mais altas na água do que outros. No entanto, todos têm em comum o caráter metálico, que se reflete inevitavelmente em sua basicidade.

Em outras palavras: eles também são conhecidos como anidridos básicos ou óxidos básicos.

Basicity

A basicidade dos óxidos metálicos pode ser testada experimentalmente através do uso de um indicador ácido-base. Como Adicionando um pequeno pedaço de óxido a uma solução aquosa com algum indicador dissolvido; Este pode ser o suco do repolho roxo.

Tendo então a gama de cores dependendo do pH, o óxido transformará o suco em cores azuladas, correspondendo ao pH básico (com valores entre 8 e 10). Isto é porque as libertações de óxido parte dissolvida OH- iões a forma, sendo estes no experimento responsável para a mudança do pH.

Assim, para um óxido de MO solubilizado em água, ele é transformado em hidróxido de metal (um “óxido hidratado”) de acordo com as seguintes equações químicas:

MO + H 2 O => M (OH) 2

M (OH) 2 <=> M 2+ + 2OH

A segunda equação é o balanço de solubilidade do hidróxido M (OH) 2 . Observe que o metal tem uma carga 2+, o que também significa que sua valência é +2. A valência do metal está diretamente relacionada à sua tendência a ganhar elétrons.

Assim, quanto mais positiva a valência, maior a sua acidez. Se M tivesse uma valência de +7, o óxido M 2 O 7 seria ácido e não básico.

Anfotérico

Os óxidos metálicos são básicos, no entanto, nem todos eles têm o mesmo caráter metálico. Como saber Colocando o metal M na tabela periódica. Quanto mais à esquerda, e nos períodos baixos, mais metálico será e, portanto, mais básico será o seu óxido.

Na fronteira entre óxidos básicos e ácidos (óxidos não metálicos) existem óxidos anfotéricos. Aqui, a palavra “anfotérico” significa que o óxido atua tanto como base quanto como ácido, que é o mesmo que na solução aquosa pode formar o hidróxido ou o complexo aquoso M (OH 2 ) 6 2+ .

O complexo aquoso nada mais é do que a coordenação de n moléculas de água com o centro metálico M. Para o complexo M (OH 2 ) 6 2+ , o metal M 2+ é cercado por seis moléculas de água e pode ser considerado um cátion hidratado Muitos desses complexos apresentam colorações intensas, como as observadas para cobre e cobalto.

Nomenclatura

Como os óxidos de metal são nomeados? Existem três maneiras de fazer isso: o tradicional, o sistemático e o estoque.

Nomenclatura tradicional

Para nomear corretamente o óxido metálico de acordo com as regras regidas pela IUPAC, é necessário conhecer as possíveis valências do metal M. O maior (o mais positivo) é atribuído ao nome do metal como sufixo -ico, enquanto o menor, o prefixo –oso.

Exemplo: determinado os +2 e +4 valências do metal M, os óxidos correspondentes são MO MO e 2 . Se M fora o chumbo, Pb, em seguida, PbO óxido prumo iria suportar, e PbO 2 PRUMO óxido ico . Se o metal tiver apenas uma valência, seu óxido será nomeado com o sufixo -ico. Assim, Na 2 O é óxido de sódio.

Por outro lado, os prefixos hipo e per são adicionados quando há três ou quatro valências disponíveis para o metal. Assim, o Mn 2 O 7 é o óxido por Mangan ico porque Mn tem uma valência 7, acima de tudo.

No entanto, esse tipo de nomenclatura apresenta certas dificuldades e é geralmente o menos utilizado.

Nomenclatura sistemática

Ele considera o número de átomos de M e oxigênio que compõem a fórmula química do óxido. A partir deles, os prefixos correspondentes mono-, di-, tri-, tetra-, etc. são atribuídos.

Tomando como exemplo os três óxidos metálicos recentes, PbO é monóxido de chumbo; PbO 2 dióxido de chumbo; e Na 2 monóxido dissódico S. No caso da ferrugem, Fe 2 O 3 , seu respectivo nome é trióxido de dihierro.

Nomenclatura das ações

Diferentemente das outras duas nomenclaturas, a valência do metal é mais importante nele. A valência é especificada por algarismos romanos entre colchetes: (I), (II), (III), (IV), etc. O óxido de metal é então denominado óxido de metal (n).

Aplicando a nomenclatura de ações para os exemplos anteriores, você tem:

-PbO: óxido de chumbo (II).

-PbO 2 : óxido de chumbo (IV).

Na 2 O: óxido de sódio. Como possui uma valência única de +1, não é especificado.

-Fe 2 O 3 de óxido de ferro (III).

-Mn 2 O 7 : óxido de manganês (VII).

Cálculo do número de valência

Mas, se não há tabela periódica com as valências, como elas podem ser determinadas? Para isso, devemos lembrar que o ânion O 2 – traz duas cargas negativas ao óxido metálico. Seguindo o princípio da neutralidade, essas cargas negativas devem ser neutralizadas com as positivas do metal.

Portanto, se o número de oxigênio é conhecido pela fórmula química, a valência do metal pode ser determinada algebricamente, de modo que a soma das cargas seja zero.

O Mn 2 O 7 possui sete oxigênio, portanto, suas cargas negativas são iguais a 7x (-2) = -14. Para neutralizar a carga negativa de -14, o manganês deve contribuir com +14 (14-14 = 0). Posicionando a equação matemática, uma tem:

2X – 14 = 0

O 2 vem do fato de que existem dois átomos de manganês. Resolvendo e limpando X, a valência do metal:

X = 14/2 = 7

Ou seja, cada Mn tem uma valência de +7.

Como eles se formam?

A umidade e o pH influenciam diretamente a oxidação dos metais em seus óxidos correspondentes. A presença de CO 2 , óxido de ácido pode ser dissolvido na água suficientemente cobrindo a parte de metal para acelerar a incorporação de oxigénio na forma aniica para a estrutura cristalina do metal.

Essa reação também pode ser acelerada com um aumento de temperatura, especialmente quando se deseja obter o óxido em pouco tempo.

Reação direta de metal com oxigênio

Os óxidos metálicos são formados como um produto da reação entre o metal e o oxigênio circundante. Isso pode ser representado com a equação química abaixo:

2M (s) + O 2 (g) => 2Mo (s)

Essa reação é lenta, uma vez que o oxigênio possui uma forte ligação dupla O = O e a transferência eletrônica entre ele e o metal é ineficiente.

No entanto, acelera consideravelmente com um aumento na temperatura e na área de superfície. Isso se deve ao fato de que a energia necessária para romper a ligação dupla O = O é fornecida e, como há uma área maior, o oxigênio viaja uniformemente por todo o metal, colidindo com os átomos de metal ao mesmo tempo.

Quanto maior a quantidade de oxigênio reagente, maior o número de valência ou oxidação resultante para o metal. Porque Porque o oxigênio está retirando cada vez mais elétrons do metal, até atingir o maior número de oxidação.

Isso pode ser visto no cobre, por exemplo. Quando um pedaço de cobre metálico reage com uma quantidade limitada de oxigênio, é formado Cu 2 O (óxido de cobre (I), óxido cuproso ou monóxido de dicobre):

4Cu (s) + O 2 (g) + Q (calor) => 2Cu 2 O (s) (sólido vermelho)

Mas quando reage em quantidades equivalentes, obtém-se CuO (óxido de cobre (II), óxido cúprico ou monóxido de cobre):

2Cu (s) + O 2 (g) + Q (calor) => 2CuO (s) (negro sólido)

Reação de sais metálicos com oxigênio

Os óxidos metálicos podem ser formados por decomposição térmica. Para ser possível, uma ou duas moléculas pequenas devem ser liberadas do composto inicial (um sal ou um hidróxido):

M (OH) 2 + Q => MO + H 2 S

MCO 3 + Q => MO + CO 2

2M (NO 3 ) 2 + Q => MO + 4NO 2 + O 2

Note-se que H 2 O, CO 2 , NO 2 e S 2 são moléculas libertadas.

Usos

Devido à rica composição metálica da crosta terrestre e ao oxigênio da atmosfera, os óxidos metálicos são encontrados em muitas fontes mineralógicas, das quais é possível obter uma base sólida para a fabricação de novos materiais.

Cada óxido metálico encontra usos muito específicos, desde nutricionais (ZnO e MgO) até como aditivos de cimento (CaO) ou simplesmente como pigmentos inorgânicos (Cr 2 O 3 ).

Alguns óxidos são tão densos que o crescimento controlado de suas camadas pode proteger uma liga ou metal de oxidação adicional. Até estudos revelaram que a oxidação da camada protetora continua como se fosse um líquido que cubra todas as rachaduras ou defeitos de superfície do metal.

Os óxidos metálicos podem adotar estruturas fascinantes, como nanopartículas ou como grandes agregados poliméricos.

Esse fato os torna objeto de estudos para a síntese de materiais inteligentes, devido à sua grande área superficial, utilizada para projetar dispositivos que respondem ao menor estímulo físico.

Da mesma forma, os óxidos metálicos são a matéria-prima de muitas aplicações tecnológicas, desde espelhos e cerâmicas com propriedades exclusivas para equipamentos eletrônicos até painéis solares.

Exemplos

Óxidos de ferro

2Fe (s) + O 2 (g) => 2FeO (s) óxido de ferro (II).

6FeO (s) + O 2 (g) => 2Fe 3 O 4 (s) óxido de ferro magnético.

Fe 3 O 4 , também conhecido como magnetita, é um óxido misto; Isso significa que consiste em uma mistura sólida de FeO e Fe 2 O 3 .

4Fe 3 O 4 (s) + O 2 (g) => 6Fe 2 O 3 de óxido (s) de ferro (III).

Óxidos alcalinos e alcalino-terrosos

Os metais alcalinos e os metais alcalino-terrosos têm um único número de oxidação, portanto seus óxidos são mais “simples”:

Na 2 O: óxido de sódio.

-Li 2 O: óxido de lítio.

-K 2 O: óxido de potássio.

-CaO: óxido de cálcio.

-MgO: óxido de magnésio.

-BeO: óxido de berílio (que é um óxido anfotérico)

Óxidos do grupo IIIA (13)

Os elementos do grupo IIIA (13) podem formar óxidos apenas com um número de oxidação de +3. Assim, eles têm a fórmula química M 2 O 3 e seus óxidos são os seguintes:

-No 2 O 3 : óxido de alumínio.

Ga 2 O 3 : óxido de gálio.

-Em 2 O 3 : óxido de índio.

E finalmente

-Tl 2 O 3 : óxido de tálio.

Referências

  1. Whitten, Davis, Peck e Stanley. Química (8a ed.). CENGAGE Learning, p. 237.
  2. AlonsoFormula. Óxidos metálicos Retirado de: alonsoformula.com
  3. Regentes da Universidade de Minnesota. (2018). Características ácido-base de óxidos de metais e não-metais. Retirado de: chem.umn.edu
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  5. Os estados físicos e estruturas de óxidos. Retirado de: wou.edu
  6. Quimitube (2012). A oxidação do ferro. Retirado de: quimitube.com
  7. Química LibreTexts. Óxidos Retirado de: chem.libretexts.org
  8. Kumar M. (2016) Nanoestruturas de óxido metálico: crescimento e aplicações. In: Husain M., Khan Z. (eds) Avanços em nanomateriais. Advanced Structured Materials, vol 79. Springer, Nova Deli

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