Aula do O

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Estudo	
  do	
  Oxigênio	
  
Propriedades: 
 
-  O2: gás incolor (T.A.), inodoro e reativo; 
 solúvel em água (3,08% v/v); 
-  O2 líquido: azul; 
-  Molécula apolar: baixo ponto de fusão -219 °C 
 baixo ponto de ebulição -183 °C 
- Quase todos os elementos reagem com O2 a temperatura 
ambiente ou quando aquecidos. Exceção: metais nobres e 
gases nobres. 
 
PF (ºC) PEb (ºC) 
O2 (gás) -219 -183 
S8 (s) 119 445 
Se8 (s) 221 685 
Te (s) 452 987 
Po (s) 258 962 
Justificativa das baixas temperaturas de fusão e ebulição: 
- baixa massa molecular do O2. 
-  molécula pouco polarizável (Forças de London) 
 
Ep ~ α1α2 
 r6 
Propriedades diferem muito das dos outros elementos do seu grupo. 
 
NOX 
O (+2), 0, - ½, -1, -2 
Não-Metais S 
 
+6, +4, +2, 0, -2 Se 
Metalóide Te 
Metálico (radioativo) Po 
Configuração eletrônica do grupo: ns2 np4 
 
Estado de oxidação +2 quando ligado ao flúor: OF2	
  
8O16 1s2 2s2 2p4 
Abundância 
16O 99,763% 
17O 0,037% 
18O 0,2% 
 Isótopos 
 
 O18 utilizado na elucidação de mecanismos de reações. 
Ocorrência: 
 
-  21% Atmosfera; 
-  Terceiro elemento mais abundante no sol; 
-  Elemento mais abundante na crosta terrestre (46,6 %) 
 silicatos, carbonatos, silica (SiO2) 
-  89 % H2O dos oceanos; 
 
Aplicações: 
 
1. Reagente Industrial majoritário: 
 - 109 toneladas/ano (principalmente na indústria do aço) → 
formação de CO para redução do óxido de Ferro. 
 - Síntese do pigmento branco TiO2: 
 TiCl4(l) + O2(g) → TiO2(s) + 2Cl(g) 
 - Usado também na síntese do HNO3 a partir de NH3. 
 4NH3(g) + 7O2(g) → 6H2O(g) + 4NO2(g) 
 3NO2(g) + H2O(l) → 2HNO3(aq) + NO(g) 
2. Aplicações Hospitalares. 
3. Propulsão de foguetes. 
Preparação: 
Fontes: ar e água. 
a) industrialmente 
liquefação do ar, destilação fracionada do ar líquido. 
 20% O2 33% O2 
 80% N2 67% N2 
N2 Peb = -196 °C (sai primeiro) 
O2 Peb = -183 °C (sobra no líquido) 
 
b) Eletrólise da água contendo NaOH ou KOH (inviável 
econômicamente). 
 
ar	
   água	
  
Vácuo (8 ciclos): 97,3 % O2 
c) em laboratório: 
 
 MnO2 
 KClO3(s) KCl(s) + 3/2 O2(g) 
 
 MnO2 
 2 H2O2(aq) 2 H2O(l) + O2(g) 
 
 
d) na natureza: fotossíntese 
 
 6 CO2 + 6 H2O + energia → C6H12O6 + 6 O2 
Ligação na molécula do O2: 
O	
  =	
  1s2	
  2s2	
  2p4	
  
“Molécula	
  Paramagné7ca”	
  
O2(g) ↔ 2O(g) ∆H = + 496kJ/mol 
O2 O3 O4* 
Dioxigênio 
(+ comum) 
Trioxigênio 
ozônio oxozônio 
Dímeros do O2 (em 
meio líquido) 
Formas Alotrópicas: 
 
D2d D3h	
  
*	
  Hernández-­‐Lamoneda,	
  R.;	
  A.	
  Ramírez-­‐Solís	
  (2000).	
  "ReacCvity	
  and	
  electronic	
  states	
  of	
  O4	
  along	
  
minimum	
  energy	
  paths".	
  Journal	
  of	
  Chemical	
  Physics	
  113	
  (10):	
  4139–4145.	
  
Ligação na molécula do O3: 
O – O 1,48 Å Ex.: H2O2 
O … O 1,28 Å Ex.: O3 
O = O 1,21 Å Ex.: O2 
Hibrido de Ressonância 
O3 - Propriedades: 
 
- Vital na Estratosfera (camada de ozônio absorve radiação 
UV); 
-  Gás azul Pf -192 °C 
 Peb -112 °C 
-  Odor forte característico (metálico); 
 
- Forma-se na estratosfera pelo efeito da radiação solar nas 
moléculas de O2. 
-  Diamagnético. 
 
Produção O3: 
 
- O2 + campo elétrico (passando O2 em um tubo de descarga 
elétrica). 
 
 3O2(g) → 2O3(g) ∆Hf° = +143 kJ.mol-1 
 
-  Altamente reativo / explosivo. 
- Termodinamicamente instável. 
 
- Usado como bactericida 
 ● vantagem: não deixa sabor 
 não forma organoclorados 
 
 ● desvantagem: curta duração 
 
b) peróxidos: O22- (nox = -1). Ex: Iônicos: Na2O2, BaO2 
 Covalentes: H2O2 
Óxidos: 
Compostos binários onde um dos elementos é o oxigênio. 
 
Classificações: 
I – Quanto ao estado de oxidação: 
a) óxidos: O-2 (nox = -2). Ex: Iônicos: Na2O, MgO, Al2O3 
 Covalentes: H2O, NO 
c) superóxidos: O2- (nox = -1/2). Ex: KO2, NaO2. 
 
 
 
II – Quanto aos produtos formados: 
 
a) óxidos ácidos (geralmente covalentes): 
 - reagem com água para formar ácidos de Arrhenius: 
 CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq) 
 SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq) 
 
 - reagem com bases para formar sal e água: 
 CO2(g) + 2 NaOH(aq) → Na2CO3(aq) + H2O(l) 
 SO2(g) + 2 KOH(aq) → Na2SO3(aq) + H2O(l) 
b) óxidos básicos (iônicos): 
 - reagem com água para formar bases de Arrhenius: 
 Na2O(s) + H2O(l) → 2 NaOH(aq) 
 
 - reagem com ácidos para formar sal e água: 
 MgO(s) + H2SO4(l) → 2 MgSO4(aq) + H2O(l) 
 
 
 
c) óxidos anfóteros (metais fracamente eletropositivos, 
covalentes polares): 
 
 - reagem tanto com ácidos como com bases: 
 
 ZnO(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2O(l) 
 
 ZnO(s) + 2NaOH(aq) + H2O(l) → Na2[Zn(OH)4](aq) 
III – Óxidos de valência mista: 
 
- Magnetita Fe3O4 → Fe(II) + Fe(III) 
 
- Zarcão Pb3O4 → Pb(II) + Pb(IV) 
 
 
 
Diagrama de Latimer: 
-  Representa o valor numérico do potencial padrão da reação 
(E°) para um determinado elemento. 
-  Forma mais oxidada do elemento fica à esquerda. 
Solução ácida: 
 pH = 0 
½	
  O2	
  +	
  	
  2H+	
  	
  +	
  	
  2e-­‐	
  	
  → H2O E° = 1,23 V	
  	
  
O2	
  +	
  	
  2H+	
  	
  +	
  	
  2e-­‐	
  	
  → H2O2 E° = 0,695 V	
  	
  
 
 
 
Solução básica: 
 pH = 14 
 
½	
  O2	
  +	
  	
  2H+	
  	
  +	
  	
  2e-­‐	
  	
  → H2O E° = 0,401 V	
  	
  
 
 
 
Reações de Desproporcionamento: 
 2E+(aq) → E(aq) + E2+(aq) 
-  Uma espécie tende a se desproporcionar em seus dois 
vizinhos se o potencial da direita for maior que o potencial da 
esquerda. 
-  Equação de Nernst: ∆G°r = -nFE° 
 
 E° > 0 
 ∆G°r < 0 
“Reação ocorre” 
 
 
 
H2O2 + 2H+ + 2e- → 2H2O E° = +1,763 V 
H2O2 → O2 + 2H+ + 2e- E° = -0,695 V 
 
2H2O2 → 2H2O + 2O2 E° = +1,068 V 
E° > 0 
∆Gr° < 0 
“Processo Espontâneo” 
 
 Diagrama de Frost: 
-  É um gráfico que representa (NOX)(E°) versus (NOX) do 
elemento para a reação: 
 En+ + ne- → E0 
-  a inclinação da linha reta que une duas espécies dá o 
potencial padrão (E°) da reação; 
 
H2O2 = -0,70 V 
H2O = -2,46 V 
 
-  a espécie com maior E° irá se reduzir; 
-  a espécie com menor E° irá se oxidar; 
-  quanto mais íngreme a linha, maior 
será o potencial padrão do par correspondente; 
1,76 V	
  
 
 
Reação de Desproporcionamento – Diagrama de Frost: 
- Desproporcionamento espontâneo → verificamos E° da 
reação; 
- Se E° for positivo, ∆Gr° é negativo e a reação ocorre. 
-  O composto sofrerá desproporcionamento se este estiver 
acima da reta que une as outras 2 espécies. 
 
 
Nestes casos: B → A + C 
 
 
Exemplos: 
 
 2 H2O2 → 2H2O + O2 
 2 HO2- → O2 + 2 OH- 
 
 
- Os compostos sofrerão coproporcionamento se o composto 
de nox intermediário estiver abaixo da reta que une as outras 
2 espécies. 
- Nestes casos: A + C → B 
 
- Não se aplica ao diagrama dooxigênio.