Óxidos: nomenclatura, tipos, propriedades e exemplos

Os óxidos são uma família de compostos binários em que as interacções entre o elemento e oxigénio. Portanto, um óxido tem uma fórmula muito geral do tipo EO, onde E é qualquer elemento.

Dependendo de muitos fatores, como a natureza eletrônica de E, seu raio iônico e suas valências, vários tipos de óxidos podem ser formados. Alguns são muito simples e outros, como Pb 3 O 4 (chamado minio, arcazón ou chumbo vermelho), são misturados; isto é, resultam da combinação de mais de um óxido simples.

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Fonte: BXXXD [GFDL (http://www.gnu.org/copyleft/fdl.html) ou CC-BY-SA-3.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/)], via Wikimedia Commons

Mas a complexidade dos óxidos pode ir além. Existem misturas ou estruturas nas quais mais de um metal pode intervir e onde as proporções não são estequiométricas. No caso de Pb 3 O 4 , a razão Pb / O é igual a 3/4, dos quais numerador e denominador são números inteiros.

Nos óxidos não estequiométricos, as proporções são números decimais. E 0,75 ou 1,78 , é um exemplo de um óxido não estequiométrico hipotético. Esse fenômeno ocorre com os chamados óxidos metálicos, especialmente com metais de transição (Fe, Au, Ti, Mn, Zn, etc.).

No entanto, existem óxidos cujas características são muito mais simples e diferenciáveis, assim como o caráter iônico ou covalente. Nestas óxidos desing o carácter iónico, que será composto de catiões E + e aniões O 2- ; e as ligações puramente covalentes, simples (E – O) ou duplas (E = O).

O que dita o caráter iônico de um óxido é a diferença de eletronegatividade entre E e O. Quando E é um metal muito eletropositivo, o EO terá um alto caráter iônico. Enquanto E é eletronegativo, ou seja, um não-metal, seu óxido de OE será covalente.

Essa propriedade define muitos outros exibidos por óxidos, como sua capacidade de formar bases ou ácidos em solução aquosa. A partir daqui surgem os chamados óxidos básicos e ácidos. Aqueles que não se comportam como qualquer um, ou que, pelo contrário, manifestam ambas as características, são óxidos neutros ou anfotéricos.

Nomenclatura

Existem três maneiras de mencionar óxidos (que também se aplicam a muitos outros compostos). Eles estão corretos, independentemente do caráter iônico do óxido de OE, portanto, seus nomes não dizem nada sobre suas propriedades ou estruturas.

Nomenclatura sistemática

Dadas as óxidos EO, E 2 O, E 2 O 3 e EO 2 , à primeira vista, não pode saber o que está por trás de suas fórmulas químicas. No entanto, os números indicam as proporções estequiométricas ou a relação E / S. A partir desses números, eles podem receber nomes, mesmo que não sejam especificados com o que a valência “funciona” E.

Os números de átomos para E e O são indicados pelos prefixos de numeração gregos. Dessa maneira, mono- significa que existe apenas um átomo; di-, dois átomos; três, três átomos e assim por diante.

Em seguida, os nomes dos óxidos anteriores, de acordo com a nomenclatura sistemática, são:

Monóxido de E (EO).

Monóxido de di E (E 2 O).

Tri óxido de di E (E 2 O 3 ).

– Óxido di E (EO 2 ).

Aplicando então essa nomenclatura ao Pb 3 O 4 , o óxido vermelho da primeira imagem, você tem:

Pb 3 O 4 : óxido tetra de tri chumbo.

Para muitos óxidos mistos ou com altas proporções estequiométricas, é muito útil recorrer à nomenclatura sistemática para nomeá-los.

Nomenclatura das ações

Valencia

Embora não se saiba qual elemento é E, apenas a razão E / O é suficiente para saber qual valência está usando em seu óxido. Como Através do princípio da eletroneutralidade. Isso requer que a soma das cargas dos íons em um composto seja igual a zero.

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Isso é feito assumindo um alto caráter iônico para qualquer óxido. Assim, o O tem carga -2 porque é O O 2 , e E deve contribuir com n + para neutralizar as cargas negativas do ânion óxido.

Por exemplo, em EO o átomo E trabalha com valência +2. Porque Porque, caso contrário, eu não poderia neutralizar a carga -2 do único O. Para E 2 O, E tem valência +1, uma vez que a carga +2 deve ser dividida entre os dois átomos de E.

E em E 2 O 3 , as cargas negativas contribuídas pelo O devem primeiro ser calculadas.Como existem três, então: 3 (-2) = -6. Para neutralizar a carga -6, é necessário que o E contribua com +6, mas como existem dois deles, +6 é dividido por dois, deixando E com valência de +3.

Regra mnemônica

O sempre tem valência -2 nos óxidos (a menos que seja um peróxido ou superóxido). Portanto, uma regra mnemônica para determinar a valência de E consiste simplesmente em levar em consideração o número que acompanha o O. E, por outro lado, terá o número 2 que o acompanha e, se não, significa que houve uma simplificação.

Por exemplo, em EO, a valência de E é +1, porque, mesmo que não esteja escrito, existe apenas um O. E para EO 2 , como não há 2 E acompanhantes, houve uma simplificação e, para que apareça, deve ser multiplicado por 2. Assim, a fórmula permanece como E 2 O 4 e a valência de E é então +4.

No entanto, essa regra falha em alguns óxidos, como o Pb 3 O 4 . Portanto, é sempre necessário executar cálculos de neutralidade.

Em que consiste

Quando a valência de E está à mão, a nomenclatura das ações consiste em especificá-la entre parênteses e com algarismos romanos. De todas as nomenclaturas, essa é a mais simples e precisa quanto às propriedades eletrônicas dos óxidos.

Se E, por outro lado, tiver apenas uma valência (que pode ser encontrada na tabela periódica), ela não será especificada.

Assim, para o óxido EO se E tiver valência +2 e +3, é chamado: óxido de (nome de E) (II). Mas se E só tem valência +2, então seu óxido é chamado: óxido de (nome de E).

Nomenclatura tradicional

Para mencionar o nome dos óxidos, os sufixos –ico ou –oso devem ser adicionados a seus nomes em latim, para valências maiores ou menores. Caso existam mais de dois, os prefixos são usados ​​- hipo, para o menor, e – perper, para o maior de todos.

Por exemplo, o lead trabalha com valências +2 e +4. No PbO, ele tem uma valência de +2, por isso é chamado de óxido prumo. Enquanto o PbO 2 é chamado: óxido de ameixa.

E Pb 3 O 4 , como é chamado de acordo com as duas nomenclaturas anteriores? Não tem nome. Porque Porque o Pb 3 O 4 na verdade consiste em uma mistura 2 [PbO] [PbO 2 ]; isto é, o sólido vermelho tem dupla concentração de PbO.

Por esse motivo, seria incorreto tentar nomear o Pb 3 O 4 que não consiste em nomenclatura sistemática ou gíria popular.

Tipos de óxidos

Dependendo de qual parte da tabela periódica é E e, portanto, sua natureza eletrônica, um tipo de óxido ou outro pode ser formado. A partir daqui, surgem vários critérios para atribuir-lhes um tipo, mas os mais importantes são aqueles relacionados à sua acidez ou basicidade.

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Óxidos básicos

Os óxidos básicos são caracterizados por serem iônicos, metálicos e, mais importante, gerando uma solução básica quando dissolvidos em água. Para determinar experimentalmente se um óxido é básico, ele deve ser adicionado a um recipiente com água e um indicador universal dissolvido nele. Sua cor antes de adicionar o óxido deve ser verde, com pH neutro.

Uma vez que o óxido é adicionado à água, se sua cor muda de verde para azul, significa que o pH se tornou básico. Isso ocorre porque estabelece um equilíbrio de solubilidade entre o hidróxido formado e a água:

EO (s) + H 2 O (l) => E (OH) 2 (s) <=> E 2 + (aq) + OH (aq)

Embora o óxido seja insolúvel em água, basta que uma pequena porção se dissolva para alterar o pH. Alguns óxidos básicos são tão solúveis que geram hidróxidos cáusticos, como NaOH e KOH. Ou seja, os óxidos de sódio e potássio, Na 2 O e K 2 O, são muito básicos. Observe a valência de +1 para ambos os metais.

Óxidos ácidos

Os óxidos ácidos são caracterizados por possuir um elemento não metálico, são covalentes e também geram soluções ácidas com água. Novamente, sua acidez pode ser verificada com o indicador universal. Se desta vez ao adicionar o óxido à água, sua cor verde ficar avermelhada, será um óxido ácido.

Que reação ocorre? A seguinte:

OE 2 (s) + H 2 O (l) => H 2 EO 3 (aq)

Um exemplo de óxido ácido, que não é um sólido, mas um gás, é o CO 2 . Quando se dissolve na água, forma ácido carbônico:

CO 2 (g) + H 2 O (l) <=> H 2 CO 3 (aq)

Além disso, o CO 2 é não aniões O 2- e catiões C 4+ , mas numa molécula formada por ligações covalentes: O = C = O. Esta é talvez uma das maiores diferenças entre óxidos e ácidos básicos.

Óxidos neutros

Esses óxidos não alteram a cor verde da água em pH neutro; isto é, eles não formam hidróxidos ou ácidos em solução aquosa. Alguns deles são: N 2 O, NO e CO. Como o CO, eles têm ligações covalentes que podem ser ilustradas por estruturas de Lewis ou por qualquer teoria de elos.

Óxidos anfotéricos

Outra maneira de classificar os óxidos depende se eles reagem ou não com um ácido. A água é um ácido muito fraco (e também uma base), de modo que os óxidos anfotéricos não exibem “suas duas faces”. Estes óxidos são caracterizados por reagir com ácidos e bases.

O óxido de alumínio, por exemplo, é um óxido anfotérico . As duas equações químicas a seguir representam sua reação com ácidos ou bases:

Al 2 O 3 (s) + 3H 2 SO 4 (ac) => Al 2 (SO 4 ) 3 (ac) + 3H 2 O (l)

Al 2 O 3 (s) + 2NaOH (ac) + 3H 2 O (l) => 2NaAl (OH) 4 (ac)

Al 2 (SO 4 ) 3 é o sal de sulfato de alumínio, e NaAl (OH) 4 sal complexo chamado tetrahidroxo aluminato de sódio.

óxido de hidrogénio, H 2 O (água), também é anfotérico, e este é evidenciado pelo seu equilíbrio de ionização:

H 2 O (l) <=> H 3 O + (aq) + OH (aq)

Óxidos mistos

Óxidos mistos são aqueles que consistem na mistura de um ou mais óxidos no mesmo sólido. Pb 3 O 4 é um exemplo deles. A magnetita, Fe 3 O 4 , também é outro exemplo de óxido misto. O Fe 3 O 4 é uma mistura de FeO e Fe 2 O 3 em proporções 1: 1 (diferentemente do Pb 3 O 4 ).

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As misturas podem ser mais complexas, originando assim uma rica variedade de minerais óxidos.

Propriedades

As propriedades dos óxidos dependem do seu tipo. Os óxidos podem ser iônicos (E n + O 2- ), como CaO (Ca 2+ O 2– ), ou covalentes, como SO 2 , O = S = O.

A partir desse fato, e a tendência dos elementos a reagir com ácidos ou bases, são coletadas várias propriedades para cada óxido.

Além disso, o acima exposto se reflete em propriedades físicas, como pontos de fusão e ebulição. Os óxidos iônicos tendem a formar estruturas cristalinas muito resistentes ao calor; portanto, seus pontos de fusão são altos (acima de 1000 ° C), enquanto os covalentes se fundem a baixas temperaturas, ou mesmo gases ou líquidos.

Como eles se formam?

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Fonte: Pete via Flickr

Os óxidos são formados quando os elementos reagem com o oxigênio. Essa reação pode ocorrer com o simples contato com atmosferas ricas em oxigênio ou requer calor (como uma chama mais leve). Ou seja, ao queimar um objeto, ele reage com o oxigênio (desde que esteja presente no ar).

Se um pedaço de fósforo for retirado, por exemplo, e colocado na chama, ele queimará e formará o óxido correspondente:

4P (s) + 5O 2 (g) => P 4 O 10 (s)

Durante esse processo, alguns sólidos, como o cálcio, podem queimar com uma chama brilhante e colorida.

Outro exemplo é obtido queimando madeira ou qualquer substância orgânica que possua carbono:

C (s) + O 2 (g) => CO 2 (g)

Mas se houver uma insuficiência de oxigênio, o CO é formado em vez do CO 2 :

C (s) + 1 / 2O 2 (g) => CO (g)

Observe como a razão C / O serve para descrever diferentes óxidos.

Exemplos de óxidos

Óxidos: nomenclatura, tipos, propriedades e exemplos 3

Fonte: Por Yikrazuul [Domínio público], do Wikimedia Commons

A imagem superior corresponde à estrutura do óxido covalente I 2 O 5 , a forma mais estável de iodo. Observe suas ligações simples e duplas, bem como as cargas formais do I e o oxigênio nas laterais.

Os óxidos dos halogênios são caracterizados por serem covalentes e muito reativos, como são os casos de O 2 F 2 (FOOF) e OF 2 (FOF). O dióxido de cloro, ClO 2 , por exemplo, é o único óxido de cloro que é sintetizado em escalas industriais.

Como os halogênios formam óxidos covalentes, suas valências “hipotéticas” são calculadas da mesma maneira através do princípio da eletroneutralidade.

Óxidos metálicos de transição

Além dos óxidos de halogênio, os óxidos de metais de transição estão disponíveis:

-CoO: óxido de cobalto (II); óxido de cobalto; ou monóxido de cobalto.

-HgO: óxido de mercúrio (II); óxido mercúrico; ou monóxido de mercúrio.

-Ag 2 O: óxido de prata; óxido argumentativo; ou monóxido de diplata.

-Au 2 O 3 : óxido de ouro (III); óxido áurico; ou trióxido de dioro.

Exemplos adicionais

-B 2 O 3 : óxido de boro; óxido bórico; ou trióxido de diboro.

-Cl 2 O 7 : óxido de cloro (VII); óxido perclórico; diclorohepóxido.

-NO: óxido de nitrogênio (II); óxido nítrico; monóxido de nitrogênio

Referências

  1. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica (quarta edição). Mc Graw Hill
  2. Óxidos de metais e não metais. Retirado de: chem.uiuc.edu
  3. Química Online Grátis. (2018). Óxidos e Ozônio. Retirado de: freechemistryonline.com
  4. Toppr. (2018). Óxidos simples Retirado de: toppr.com
  5. Steven S. Zumdahl. (7 de maio de 2018). Óxido Encyclopediae Britannica. Retirado de: britannica.com
  6. Química LibreTexts. (24 de abril de 2018). Óxidos Retirado de: chem.libretexts.org
  7. Quimicas.net (2018). Exemplos de óxidos. Recuperado de: quimicas.net

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