ÓXIDOS: NOMENCLATURA, TIPOS, PROPRIEDADES E EXEMPLOS - QUÍMICA - 2025

Os óxidos são uma família de compostos binários onde ocorrem 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 Pb ₃ O ₄, (chamados minium, arcazón ou chumbo vermelho) são misturados; ou seja, eles resultam da combinação de mais de um óxido simples.

Chumbo vermelho, um composto cristalino que contém óxido de chumbo. Fonte: BXXXD, via Wikimedia Commons

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 Pb ₃ O ₄, a relação Pb / O é igual a 3/4, sendo que tanto o numerador quanto o denominador são números inteiros.

Em óxidos não estequiométricos, as proporções são números decimais. E _0,75 O _1,78 é um exemplo de um óxido não estequiométrico hipotético. Este 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. Naqueles óxidos onde predomina o caráter iônico, eles serão compostos de cátions E ⁺ e ânions O ^2–; e aquelas 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 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 ao contrário apresentam as duas características, são 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, E ₂ O, E ₂ O ₃ e EO ₂, à 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 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:

- Monóxido de E (EO).

- Monóxido de di E (E ₂ O).

- Trióxido de di E (E ₂ O ₃).

- Dióxido de E (EO ₂).

Aplicando então esta nomenclatura para o Pb ₃ O ₄, o óxido vermelho da primeira imagem, temos:

Pb ₃ O ₄: tri- chumbo tetra óxido.

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 elemento é E, a relação E / O é suficiente para saber qual valência você está usando em seu óxido. Quão? 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 tem uma carga -2 porque é 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. Por quê? Porque de outra forma não seria capaz de neutralizar a carga -2 do único O. Para E ₂ O, E tem valência +1, já que a carga +2 deve ser dividida entre os dois átomos de E.

E em E ₂ O ₃, 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 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 EO ₂, como não há 2 acompanhando E, houve uma simplificação, e para que apareça deve ser multiplicado por 2. Assim, a fórmula torna-se E ₂ O ₄ e a valência de E é +4.

No entanto, essa regra falha para alguns óxidos, como o Pb ₃ O ₄. 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 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), então 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 PbO ₂ é chamado: óxido de chumbo.

E como é chamado o Pb ₃ O _{4 de} acordo com as duas nomenclaturas anteriores? Não tem nome. Por quê? Porque o Pb ₃ O ₄ na verdade consiste em uma mistura 2; ou seja, o sólido vermelho tem uma concentração dupla de PbO.

Por esse motivo, seria errado tentar dar ao Pb ₃ O ₄ um nome que não consistisse 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) + H ₂ O (l) => E (OH) ₂ (s) <=> E ^{2 +} (aq) + OH ^- (aq)

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, 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 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:

EO ₂ (s) + H ₂ O (l) => H ₂ EO ₃ (aq)

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

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

Da mesma forma, o CO ₂ não consiste em ânions O ² e cátions C ⁴⁺, 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: N ₂ O, 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), então 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:

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

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

Al ₂ (SO ₄) ₃ é o sal sulfato de alumínio, e NaAl (OH) _{4 é} um sal complexo denominado tetrahidroxo aluminato de sódio.

O óxido de hidrogênio, H ₂ O (água), também é anfotérico, e isso é evidenciado por seu balanço 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. Fe ₃ O ₄ é uma mistura de FeO e Fe ₂ O ₃ em proporções de 1: 1 (ao contrário do Pb ₃ O ₄).

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 +} O ^2-), como CaO (Ca ²⁺ O ^2–), ou covalentes, como SO ₂, O = S = O.

A partir desse fato, e da tendência que os elementos têm de 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 mesmo são gases ou líquidos.

Como eles são formados?

Fonte: Pete via Flickr

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). 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) + 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 pela queima de madeira ou qualquer substância orgânica, que contenha carbono:

C (s) + O ₂ (g) => CO ₂ (g)

Mas se houver oxigênio insuficiente, CO é formado em vez de CO ₂:

C (s) + 1 / 2O ₂ (g) => CO (g)

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

Exemplos de óxidos

Fonte: Por Yikrazuul, do Wikimedia Commons

A imagem superior corresponde à estrutura do óxido covalente I ₂ O ₅, o mais estável que forma o iodo. Observe suas ligações simples e duplas, bem como as cargas formais de I e dos oxigênios em seus lados.

Os óxidos de halogênio são caracterizados por serem covalentes e altamente reativos, assim como 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 sintetizado em escala industrial.

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

Óxidos de metal de transição

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.

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

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

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; dicloro heptoxido.

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

Referências

1. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica. (quarta edição). Mc Graw Hill.
2. Óxidos metálicos e não metálicos. Retirado de: chem.uiuc.edu
3. Química grátis online. (2018). Óxidos e ozônio. Retirado de: freechemistryonline.com
4. Toppr. (2018). Óxidos simples. Retirado de: toppr.com
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6. Chemistry LibreTexts. (24 de abril de 2018). Óxidos. Retirado de: chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). Exemplos de óxidos. Recuperado de: quimicas.net