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; ou seja, 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 tanto o numerador quanto o denominador são números inteiros.
Em óxidos não estequiométricos, as proporções são números decimais. O E0,75OU1,78, é um exemplo de um óxido não estequiométrico hipotético. Esse fenômeno ocorre com os chamados óxidos metálicos, principalmente com 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 Odois-; e aquelas puramente covalentes, as ligações 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 altamente eletropositivo, o EO terá um alto caráter iônico. Considerando que se E é 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 ao contrário apresentam ambas as características, são óxidos neutros ou anfotéricos.
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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 não dizem nada sobre suas propriedades ou estruturas.
Dados os óxidos EO, EdoisO, EdoisOU3 e EOdois, à primeira vista, não é possível 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 deramE (EdoisOU).
-Trióxido de deramE (EdoisOU3).
-DeramÓxido E (EOdois).
Aplicando então esta nomenclatura para Pb3OU4, o óxido vermelho da primeira imagem, você tem:
Pb3OU4: tetraóxido de tripista.
Para muitos óxidos mistos, ou com altas razões estequiométricas, é muito útil usar a nomenclatura sistemática para nomeá-los.
Embora não se saiba o que 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 alto caráter iônico para qualquer óxido. Assim, o O tem carga -2 porque é o Odois-, e E deve contribuir com n + de modo 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 EdoisOu, E tem valência +1, uma vez que a carga +2 deve ser dividida entre os dois átomos E..
E no EdoisOU3, 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 devem contribuir com +6, mas como há dois deles, +6 é dividido por dois, deixando E com uma valência de +3.
O sempre tem uma valência -2 em óxidos (a menos que seja um peróxido ou superóxido). Assim, 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, há apenas um O. E para EOdois, Como não há 2 acompanhando E, houve uma simplificação, e para que apareça deve ser multiplicado por 2. Assim, a fórmula permanece como EdoisOU4 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.
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 no que diz 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).
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 usados os prefixos -hypo, 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 PbOdois é chamado: óxido de chumbo.
E o Pb3OU4, como 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] [PbOdois]; ou seja, o sólido vermelho tem uma concentração dupla de PbO.
Por este motivo, seria errado tentar nomear o Pb3OU4 que não consiste em nomenclatura sistemática ou gíria popular.
Dependendo de qual parte da tabela periódica E está localizada 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 os relacionados com a sua acidez ou basicidade..
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 de adicionar o óxido deve ser verde, pH neutro.
Uma vez que o óxido foi adicionado à água, se sua cor mudar de verde para azul, significa que o pH se tornou básico. Isso porque estabelece um equilíbrio de solubilidade entre o hidróxido formado e a água:
EO (s) + HdoisO (l) => E (OH)dois(s) <=> Edois+(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, NadoisO e KdoisOu, eles são muito básicos. Observe a valência de +1 para ambos os metais.
Os óxidos ácidos são caracterizados por possuírem um elemento não metálico, são covalentes e, além disso, geram soluções ácidas com a 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, então é um óxido ácido.
Que reação ocorre? A seguinte:
EOdois(s) + HdoisO (l) => HdoisEO3(ac)
Um exemplo de um óxido de ácido, que não é um sólido, mas um gás, é o COdois. Quando se dissolve em água, forma ácido carbônico:
COdois(g) + HdoisO (l) <=> HdoisCO3(ac)
Além disso, o COdois não consiste em ânions Odois- 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.
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: NdoisOR, NO e CO. Como o CO, eles têm ligações covalentes que podem ser ilustradas por estruturas de Lewis ou qualquer teoria de ligação.
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), de modo que os óxidos anfotéricos não exibem "suas duas 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:
Para odoisOU3(s) + 3HdoisSW4(ac) => Aldois(SW4)3(aq) + 3HdoisO (l)
Para odoisOU3(s) + 2 NaOH (aq) + 3HdoisO (l) => 2NaAl (OH)4(ac)
Aldois(SW4)3 é o sal de sulfato de alumínio, e o NaAl (OH)4 um sal complexo chamado tetrahidroxialuminato de sódio.
Óxido de hidrogênio, HdoisO (água), também é anfotérico, e isso é evidenciado em seu balanço de ionização:
HdoisO (l) <=> H3OU+(ac) + OH-(ac)
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 óxido misto. Fé3OU4 é uma mistura de FeO e FedoisOU3 em proporções de 1: 1 (ao contrário do Pb3OU4).
As misturas podem ser mais complexas, criando assim uma rica variedade de minerais de óxido.
As propriedades dos óxidos dependem de seu tipo. Os óxidos podem ser iônicos (En+OUdois-), como CaO (Cadois+OUdois-), ou covalente, como SOdois, O = S = O.
A partir desse fato, e da tendência dos elementos a reagir com ácidos ou bases, várias 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 ainda são gases ou líquidos..
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 de isqueiro). Ou seja, ao queimar um objeto, 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) + 5Odois(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) + Odois(g) => COdois(g)
Mas se houver oxigênio insuficiente, CO é formado em vez de COdois:
C (s) + 1 / 2Odois(g) => CO (g)
Observe como a razão C / O serve para descrever diferentes óxidos.
A imagem superior corresponde à estrutura do óxido covalente IdoisOU5, 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 altamente reativos, como são os casos de OdoisFdois (F-O-O-F) e OFdois (F-O-F). Dióxido de cloro, ClOdois, por exemplo, é o único óxido de cloro sintetizado em escala industrial.
Uma vez que os halogênios formam óxidos covalentes, suas valências "hipotéticas" são calculadas da mesma maneira através do princípio da eletroneutralidade..
Além dos óxidos de halogênio, existem os 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.
-AgdoisO: óxido de prata; óxido de prata; ou monóxido diplate.
-AudoisOU3: óxido de ouro (III); óxido áurico; ou trióxido dioro.
-BdoisOU3: óxido de boro; óxido bórico; ou trióxido de diboro.
-CldoisOU7: óxido de cloro (VII); óxido perclórico; dicloro heptoxido.
-NO: óxido de nitrogênio (II); óxido nítrico; monóxido de nitrogênio.
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