Óxidos: nomenclatura, tipos, propriedades e exemplos - Ciência - 2023

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o óxidos Eles são uma família de compostos binários onde existem interações entre o elemento e o oxigênio. Portanto, um óxido tem uma fórmula muito geral do tipo EO, onde E é qualquer elemento.

Dependendo de muitos fatores, como a natureza eletrônica do E, seu raio iônico e suas valências, vários tipos de óxidos podem se formar. Alguns são muito simples e outros, como o Pb₃OU₄, (chamados minium, arcazón ou chumbo vermelho) são misturados; isto é, eles resultam da combinação de mais de um óxido simples.

Mas a complexidade dos óxidos pode ir mais longe. Existem misturas ou estruturas nas quais mais de um metal pode intervir, e onde também as proporções não são estequiométricas. No caso do Pb₃OU₄, a relação Pb / O é igual a 3/4, dos quais o numerador e o denominador são números inteiros.

Em óxidos não estequiométricos, as proporções são números decimais. O E_0.75OU_1.78, é um exemplo de um óxido não estequiométrico hipotético. Esse fenômeno ocorre com os chamados óxidos metálicos, principalmente com os metais de transição (Fe, Au, Ti, Mn, Zn, etc.).

No entanto, existem óxidos cujas características são muito mais simples e diferenciáveis, como o caráter iônico ou covalente. Nos óxidos onde predomina o caráter iônico, eles serão compostos por cátions E⁺ e ânions O^2–; e as puramente covalentes, as ligações simples (E - O) ou duplas (E = O).

É a diferença de eletronegatividade entre E e O que dita o caráter iônico de um óxido. Quando E é um metal altamente eletropositivo, o EO terá um alto caráter iônico. Ao passo que se E for eletronegativo, ou seja, um não metal, seu óxido EO será covalente.

Esta propriedade define muitas outras exibidas pelos óxidos, como sua capacidade de formar bases ou ácidos em solução aquosa. Daqui vêm os chamados óxidos básicos e ácidos. Aqueles que não se comportam como nenhum dos dois, ou que pelo contrário apresentam as duas características, são os óxidos neutros ou anfotéricos.

Nomenclatura

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

Nomenclatura sistemática

Dados os óxidos EO, E₂O, E₂OU₃ e EO₂À primeira vista, não se pode saber o que está por trás de suas fórmulas químicas. No entanto, os números indicam as razões estequiométricas ou a razão E / O. A partir desses números, eles podem receber nomes, mesmo que não seja especificado com qual valência ele "funciona" E.

Os números de átomos de E e O são denotados pelos prefixos de numeração gregos. Desta forma, mono- significa que existe apenas um átomo; di-, dois átomos; tri, três átomos e assim por diante.

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

–MacacoÓxido E (EO).

–Macacoóxido de deuE (E₂OU).

–Trióxido de deuE (E₂OU₃).

–DeuÓxido E (EO₂).

Aplicando então esta nomenclatura para Pb₃OU₄, o óxido vermelho na primeira imagem, temos:

Pb₃OU₄: tetraóxido de triconduzir.

Para muitos óxidos mistos, ou com altas razões estequiométricas, é muito útil usar a nomenclatura sistemática para nomeá-los.

Nomenclatura de ações

Valencia

Embora não se saiba qual é o elemento E, é suficiente com a relação E / O saber qual valência você está usando em seu óxido. Como? Pelo princípio da eletroneutralidade. Isso requer que a soma das cargas dos íons em um composto seja igual a zero.

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

Por exemplo, em EO, o átomo E trabalha com valência +2. Por quê? Porque de outra forma não poderia neutralizar a carga -2 do único O. Para o E₂Ou, E tem valência +1, uma vez que a carga +2 deve ser dividida entre os dois átomos de E.

E no E₂OU₃, as cargas negativas contribuídas por O devem ser calculadas primeiro. Como existem três delas, então: 3 (-2) = -6. Para neutralizar a carga de -6, os E precisam contribuir com +6, mas como existem dois deles, +6 é dividido por dois, deixando E com uma valência de +3.

Regra mnemônica

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

Por exemplo, em EO a valência de E é +1, porque mesmo que não esteja escrito, há apenas um O. E para EO₂Como não há 2 acompanhando E, houve uma simplificação, e para que apareça deve ser multiplicado por 2. Assim, a fórmula permanece como E₂OU₄ e a valência de E é então +4.

No entanto, esta regra falha para alguns óxidos, como o Pb₃OU₄. Portanto, é sempre necessário realizar cálculos de neutralidade.

Em que consiste

Uma vez que a valência de E está em mãos, a nomenclatura padrão consiste em especificá-la entre parênteses e com algarismos romanos. De todas as nomenclaturas, esta é a mais simples e precisa com respeito às propriedades eletrônicas dos óxidos.

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

Assim, para óxido EO se E tem valência +2 e +3, é denominado: (nome de E) (II) óxido. 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 aos seus nomes latinos, para as valências maiores ou menores. No caso de haver mais de dois, são utilizados os prefixos –hipo, para o menor, e –per, para o maior de todos.

Por exemplo, chumbo funciona com valências +2 e +4. No PbO tem uma valência de +2, por isso é chamado de óxido de prumo. Enquanto o PbO₂ É chamado: óxido de chumbo.

E o Pb₃OU₄Como é chamado de acordo com as duas nomenclaturas anteriores? Não tem nome. Por quê? Porque o Pb₃OU₄ na verdade consiste em uma mistura 2 [PbO] [PbO₂]; ou seja, o sólido vermelho tem uma concentração dupla de PbO.

Por este motivo, seria errado tentar nomear o Pb₃OU₄ isso não consiste em nomenclatura sistemática ou gíria popular.

Tipos de óxidos

Dependendo de qual parte da tabela periódica E está e, portanto, de sua natureza eletrônica, um ou outro tipo de óxido pode ser formado. A partir destes múltiplos critérios surgem para lhes atribuir um tipo, mas os mais importantes são aqueles relacionados com a sua acidez ou basicidade.

Óxidos básicos

Os óxidos básicos são caracterizados por serem iônicos, metálicos e, mais importante, por gerar uma solução básica por dissolução em água. Para determinar experimentalmente se um óxido é básico, ele deve ser adicionado a um recipiente com água e indicador universal dissolvido nele. Sua coloração antes da adição do óxido deve ser verde, pH neutro.

Uma vez que o óxido é adicionado à água, se sua cor mudar 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) + H₂O (l) => E (OH)₂(s) <=> E²⁺(ac) + OH^–(ac)

Embora o óxido seja insolúvel em água, apenas uma pequena porção se dissolve 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, Na₂O e K₂Ou são muito básicos. Observe a valência de +1 para ambos os metais.

Óxidos ácidos

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

Que reação ocorre? A seguinte:

EO₂(s) + H₂O (l) => H₂EO₃(ac)

Um exemplo de um óxido de ácido, que não é um sólido, mas um gás, é o CO₂. Quando se dissolve em água, forma ácido carbônico:

CO₂(g) + H₂O (l) <=> H₂CO₃(ac)

Além disso, o CO₂ não consiste em ânions O^2- e cátions⁴⁺, mas em uma 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: N₂OR, NO e CO. Como o CO, eles têm ligações covalentes que podem ser ilustradas por estruturas de Lewis ou qualquer teoria de ligação.

Óxidos anfotéricos

Outra forma de classificar os óxidos depende se eles reagem ou não com um ácido. A água é um ácido muito fraco (e também uma base), portanto os óxidos anfotéricos não apresentam "ambas as faces". Esses 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:

Ao₂OU₃(s) + 3H₂SW₄(ac) => Al₂(SW₄)₃(aq) + 3H₂O (l)

Ao₂OU₃(s) + 2NaOH (aq) + 3H₂O (l) => 2NaAl (OH)₄(ac)

Al₂(SW₄)₃ é o sal de sulfato de alumínio, e o NaAl (OH)₄ um sal complexo denominado tetrahidroxo aluminato de sódio.

Óxido de hidrogênio, H₂O (água), também é anfotérico, e isso é evidenciado pelo seu balanço de ionização:

H₂O (l) <=> H₃OU⁺(ac) + OH^–(ac)

Óxidos mistos

Óxidos mistos são aqueles que consistem na mistura de um ou mais óxidos no mesmo sólido. O Pb₃OU₄ é um exemplo deles. Magnetita, Fe₃OU₄, é também outro exemplo de um óxido misto. Fé₃OU₄ é uma mistura de FeO e Fe₂OU₃ em proporções de 1: 1 (ao contrário do Pb₃OU₄).

As misturas podem ser mais complexas, criando assim uma rica variedade de minerais de óxido.

Propriedades

As propriedades dos óxidos dependem de seu tipo. Os óxidos podem ser iônicos (E^{n +}OU^2-), como CaO (Ca²⁺OU^2–), ou covalente, como SO₂, O = S = O.

A partir desse fato, e da tendência que os elementos têm de reagir com ácidos ou bases, uma série de propriedades são coletadas para cada óxido.

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

Como eles são formados?

Os óxidos são formados quando os elementos reagem com o oxigênio. Essa reação pode ocorrer com um simples contato com atmosferas ricas em oxigênio ou requer calor (como uma chama de isqueiro). Em outras palavras, quando um objeto é queimado, ele reage com o oxigênio (desde que esteja presente no ar).

Se você pegar um pedaço de fósforo, por exemplo, e colocá-lo na chama, ele queimará e formará o óxido correspondente:

4P (s) + 5O₂(g) => P₄OU₁₀(s)

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

Outro exemplo é obtido pela queima de madeira ou qualquer substância orgânica, que contenha carbono:

C (s) + O₂(g) => CO₂(g)

Mas se houver oxigênio insuficiente, CO é formado em vez de CO₂:

C (s) + 1 / 2O₂(g) => CO (g)

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

Exemplos de óxidos

A imagem superior corresponde à estrutura do óxido covalente I₂OU₅, a forma mais estável de iodo. Observe suas ligações simples e duplas, bem como as cargas formais de I e oxigênios em seus lados.

Os óxidos de halogênios são caracterizados por serem covalentes e muito reativos, como são os casos de O₂F₂ (F-O-O-F) e OF₂ (F-O-F). Dióxido de cloro, ClO₂, por exemplo, é o único óxido de cloro que é sintetizado em escala industrial.

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

Óxidos de metal de transição

Além dos óxidos de halogênio, existem óxidos de metais de transição:

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

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

-Ag₂O: óxido de prata; óxido de prata; ou monóxido diplate.

-Au₂OU₃: óxido de ouro (III); óxido áurico; ou diou trióxido.

Exemplos adicionais

-B₂OU₃: óxido de boro; óxido bórico; ou trióxido de diboro.

-Cl₂OU₇: óxido de cloro (VII); óxido perclórico; dicloro heptoxido.

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

Referências

Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica. (quarta edição). Mc Graw Hill.
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