Óxido

Um óxido é um composto químico binário formado por átomos de oxigênio e 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 forma 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) e cal (óxido de cálcio).

Nos óxidos, o elemento mais eletronegativo é o oxigênio.^[1] Os fluoretos de oxigênio OF₂ e O₂F₂ não são óxidos, pois o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio.^[2]

São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (+1 e +2, exceto Pb, Zn, Al, Sb e Sn, os quais formam sempre óxidos anfóteros).^[1][2] 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
• BaO - óxido de bário
• CuO - óxido de cobre (óxido cúprico)
• Cu₂O - óxido de cobre(I) (óxido cuproso/cuprita)
• FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso).

Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido).

Exemplos:

Na₂O + H₂O ${\displaystyle \rightarrow }$ 2NaOH

K₂O + H₂O ${\displaystyle \rightarrow }$ 2KOH

CaO + H₂O ${\displaystyle \rightarrow }$ Ca(OH)₂

FeO + H₂O ${\displaystyle \rightarrow }$ Fe(OH)₂

Na₂O + 2HNO₃ ${\displaystyle \rightarrow }$ 2NaNO₃ + H₂O

Cu₂O + 2HCl ${\displaystyle \rightarrow }$ 2CuCl + H₂O

CaO + H₂SO₄ ${\displaystyle \rightarrow }$ CaSO₄ + H₂O

3FeO + 2H₃PO₄ ${\displaystyle \rightarrow }$Fe₃(PO₄)₂ + 3H₂O

São óxidos em que, geralmente, 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:

• CO₂ anidrido carbônico
• SO₂ anidrido sulfuroso.
• SO₃ anidrido sulfúrico.
• Cl₂O anidrido hipocloroso.
• Cl₂O₇ anidrido perclórico.
• SiO₂ anidrido silícico.

Reagem com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água (neutralizando a base). Exemplos:

SO₃ + H₂O ${\displaystyle \rightarrow }$ H₂SO₄

P₂O₅ + 3H₂O ${\displaystyle \rightarrow }$2H₃PO₄

N₂O₃ + H₂O ${\displaystyle \rightarrow }$ 2HNO₂

CO₂ + H₂O ${\displaystyle \rightarrow }$ H₂CO₃

SO₂ + 2KOH ${\displaystyle \rightarrow }$ K₂SO₃ + H₂O

P₂O₅ + 6LiOH ${\displaystyle \rightarrow }$ 2Li₃PO₄ + 3H₂O

N₂O₃ + Ba(OH)₂ ${\displaystyle \rightarrow }$ Ba(NO₂)₂ + H₂O

CO₂ + Ca(OH)₂ ${\displaystyle \rightarrow }$ CaCO₃ + H₂O

São óxidos de metais de transição e semimetais, 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:

• SnO óxido de estanho
• SnO₂ óxido de estanho
• Fe₂O₃ óxido de ferro
• ZnO óxido de zinco
• Al₂O₃ óxido de alumínio

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

Os anfóteros são formados pelos elementos Al, Zn, Pb, Sn, Sb, As e Bi.

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 ${\displaystyle \rightarrow }$ ZnSO₄ + H₂O

ZnO + 2KOH ${\displaystyle \rightarrow }$ K₂ZnO₂ + H₂O

Al₂O₃ + 6HCl ${\displaystyle \rightarrow }$ 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH ${\displaystyle \rightarrow }$ 2NaAlO₂ + H₂O

Alguns dos ânions formados são:

• ZnO₂⁻² zincato
• AlO₂^- aluminato
• SnO₂⁻² estanito
• SnO₃⁻² estanato
• PbO₂⁻² plumbito
• PbO₃⁻² plumbato
• AsO₃⁻³ arsenito
• AsO₄⁻³ arseniato

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:

• CO óxido de carbono II
• NO óxido de nitrogênio II
• N₂O óxido de nitrogênio I - veja Óxido nitroso
• H₂O água

São óxidos que se comportam como se fossem formados por dois outros óxidos, do mesmo elemento químico. Alguns exemplos:

• Fe₃O₄: constituído pela combinação do FeO (óxido de ferro II) + Fe₂O₃ (óxido de ferro III)
• Pb₃O₄: constituído pela combinação de 2 PbO (óxido de chumbo II) + PbO₂ (óxido de chumbo IV)

Os óxidos duplos possuem como fórmula geral M₃O₄, como exemplificado acima. Sendo M, um metal genérico. Ao tentarmos calcular o nox do metal em questão, o valor encontrado será de +8/3. Entretanto, esse é o nox médio do metal, já que este metal tem dois números de oxidação diferentes.

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.

Exemplo de reação: Fe₃O₄ +HCl

Como o Fe₃O₄ é a combinação do FeO e do Fe₂O_3, para realizar esse tipo de reação, pode-se dividir em duas etapas, e depois somá-las:

1ª etapa: FeO + 2 HCl → FeCl₂ + H₂O

2ª etapa: Fe₂O₃ + 6 HCl → 2 FeCl₃ + 3 H₂O

A soma das reações resultará na reação desejada e teremos:

Fe₃O₄ + 8 HCl → 2 FeCl₃ + FeCl₂ + 4 H₂O

Peróxidos são um tipo especial de óxidos, no qual há a existência da ligação O-O. Por consequência disso, o número de oxidação (Nox) do oxigênio nesses compostos é -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.

Os peróxidos são compostos iônicos, exceto o peróxido de hidrogênio (H₂O₂). Os peróxidos mais comuns são formados por hidrogênio, metais alcalinos e metais alcalinos terrosos. Exemplos:

• Hidrogênio: H₂O₂
• Metais alcalinos: Na₂O₂, K₂O₂, etc
• Metais alcalinos terrosos: CaO₂, BaO_2, etc.

Superóxidos são sólidos iônicos, formados pelos cátions de metais alcalinos e pelo ânion superóxido (O₂^-). Nestes compostos, o nox médio do oxigênio é igual a -1/2.

Exemplos: KO₂, RbO₂, CsO₂

Óxido de [Nome do Metal], caso o cátion apresente somente uma carga

Na₂O ${\displaystyle \rightarrow }$ Óxido de sódio

ZnO ${\displaystyle \rightarrow }$ Óxido de zinco

Al₂O₃ ${\displaystyle \rightarrow }$ 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 ${\displaystyle \rightarrow }$ Óxido de ferro III

SnO₂ ${\displaystyle \rightarrow }$ 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 ${\displaystyle \rightarrow }$ Óxido férrico

FeO ${\displaystyle \rightarrow }$ Óxido ferroso

Cu₂O ${\displaystyle \rightarrow }$ Óxido cuproso

CuO ${\displaystyle \rightarrow }$ Óxido cúprico

SnO ${\displaystyle \rightarrow }$ Óxido estanoso

SnO₂ ${\displaystyle \rightarrow }$ Óxido estânico

[Mono, Di, Tri, Tetra, Penta, Epta, Octa …] + Óxido de [(Mono), Di, Tri] + [Nome do Ametal]

SO₃ ${\displaystyle \rightarrow }$ Trióxido de (Mono)Enxofre

N₂O₅ ${\displaystyle \rightarrow }$ Pentóxido de Dinitrogênio

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+1 e +2) ${\displaystyle \rightarrow }$prefixo HIPO + sufixo OSO

Exemplo: Anidrido Hipoiodoso ${\displaystyle \rightarrow }$ I₂O ${\displaystyle \rightarrow }$ NOX do Iodo = +1

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+3 e +4) ${\displaystyle \rightarrow }$+ sufixo OSO

Exemplo: Anidrido Iodoso ${\displaystyle \rightarrow }$ I₂O₃ ${\displaystyle \rightarrow }$ NOX do Iodo = +3

Mas se ele for das famílias 3A e 4A sua nomenclatura será: Anidrido [Nome do Elemento] + se for da fami.(3A e 4A) +sufixo ICO

Exemplo: Anidrido Carbonico Família 4A

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+5 e +6) ${\displaystyle \rightarrow }$+ sufixo ICO

Exemplo: Anidrido Iódico ${\displaystyle \rightarrow }$ I₂O₅ ${\displaystyle \rightarrow }$ NOX do Iodo = +5

Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+7) ${\displaystyle \rightarrow }$prefixo HIPER/PER + sufixo ICO

Exemplo: Anidrido Periódico ${\displaystyle \rightarrow }$ I₂O₇ ${\displaystyle \rightarrow }$ NOX do Iodo = +7

SO₃ ${\displaystyle \rightarrow }$ Anidrido Sulfúrico

SO₂ ${\displaystyle \rightarrow }$ Anidrido Sulfuroso

Exceção:

CO₂ ${\displaystyle \rightarrow }$ dióxido de carbono ou Anidrido Carbônico

Referências

• Portal da química