Oxigênio - Resumo Kátia

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Instituto de Química ­ Departamento de Química Inorgânica
QUI01.145 – Química Inorgânica II
Prof. Katia Bernardo Gusmão
Oxigênio
− Propriedades no grupo
− Preparação
− Isótopos
− Formas Alotrópicas
− Ligação
− Óxidos
− Reações do oxigênio em meio aquoso
− Diagrama de Frost
− Bibliografia:
G. Rayner­Canham, T. Overton, Descriptive Inorganic Chemistry.
D.F. Shriver, P.W. Atkins, C.H. Langford, Inorganic Chemistry.
E. Gutierrez Rios, Química Inorgánica.
Oxigênio
Propriedades diferem muito das dos outros elementos do seu grupo.
nox
O 0, ­ ½, ­1, ­2
Não­Metais   S
Se
Te
Metálico (radioativo)  Po
+6, +4, +2, 0, ­2
O 1s22s22p4
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.
Ocorrência (oxigênio)
21% Ar
89% H2O dos Oceanos
46,6 % crosta terrestre silicatos, carbonatos, ...
Preparação
Fontes: ar e água.
a) industrialmente
liquefação do ar, destilação fracionada do ar líquido.
N2 pEb = ­196 C (sai primeiro)
O2 pEb = ­183 C (sobra no líquido)
b) Eletrólise da água contendo NaOH ou KOH. (inviável economicamente)
c) Extração do O2 do ar:
ar 20 % O2
80 % N2
Dissolvido em água  33 % O2
67 % N2
Vácuo, repete 8 ciclos: 97,3 % O2
d) em laboratório:
KClO3(s)
SiO2 ou
MnO2

KCl (s) + 3/2 O2
2 H2O2 (aq)
MnO2
2 H2O (l) + O2
e) Na natureza: Fotossíntese
6 CO2 + 6 H2O + energia → C6H12O6 + 6 O2
Isótopos
Abundância
16O 99,763%
17O 0,037%
18O 0,2%
O oxigênio 18 se utiliza em elucidação de mecanismos de reação de compostos oxigenados.
Formas Alotrópicas
O2 O3 O4
Dioxigênio
+ comum
Trioxigênio
ozônio oxozônio
Dímeros do O2 (em meio 
líquido)
2 O2 ↔ O4  H = ­0,54 kJ/mol
EXPLOSIVO!
O2 ­ Propriedades
­ incolor (gás)
­ inodoro
­ líquido (azul)
­ sólido (azul claro)
Baixo PF ­219 C
Massa molecular baixa – molécula apolar  Baixo PE ­183 C
Gás – não queima, mas sustenta a combustão.
Reatividade
Quase todos os elementos  reagem com O2  a temperatura ambiente ou quando aquecidos.  Exceção: 
metais nobres e gases nobres.
O2 ­ Ocorrência
− 21% atmosfera
− pouco solúvel em água (fundamental para a vida marinha).
Aplicações
1. Reagente Industrial majoritário.
• 109 toneladas/ano (principalmente na indústria do aço).
• Usado também na síntese do HNO3 a partir de NH3.
2. Aplicação Hospitalar.
3. Propulsão de foguetes.
O3 ­ Propriedades
­ azul (gás)
­ odor forte característico (“metálico”).
PF ­192 C
PE ­112 C
Forma­se na estratosfera pelo efeito da radiação solar nas moléculas de O2.
Diamagnético.
Altamente reativo / explosivo.
Termodinamicamente instável.
Produção: O2 + campo elétrico (passando O2 em um tubo de descarga elétrica).
3O2(g)  2O3(g) Hf = +143 kJmol­1
Usado como bactericida  curta duração vantagem: não deixa sabor
desvantagem: não mantêm a função bactericida
Diferença com Hipoclorito vantagem: longa duração: mantém a função
desvantagens: deixa sabor, pode formar organoclorados
O   zônio    Vital na Estratosfera (camada de ozônio absorve radiação UV).
Ligação
O – O  1,48 Å Ex.: H2O2
O … O  1,28 Å Ex.: O3
O = O  1,21 Å Ex.: O2
Ligação
O2 O 1s22s22p4
TOM
____
x*
     ↑    ↑
y*      z*
     ↑↓       ↑     ↑         ↑↓       ↑     ↑    OL = ½(6­2) = 2
2p      ↑↓     ↑↓
y     z
2p Ligação Dupla!
   ↑↓  
x
O O
paramagnético
O2   O + O   ↔ H = + 496kJ/mol
Difícil dissociação. Explica a alta estabilidade do O2.
Óxidos
(compostos binários onde um dos elementos é o oxigênio) ­ MxOy.
Classificações:
I – Quanto ao estado de oxidação:
a) óxidos – O­2 (nox = ­2). Exs. H2O, MgO, Al2O3.
b) peróxidos – O22­ (nox = ­1). Exs.  Iônicos: Na2O2, BaO2
Covalentes: H2O2
c) superóxidos – O2­ (nox = ­1/2). Exs. KO2, NaO2.
II – Quanto aos produtos formados:
a) ácidos (geralmente covalentes): formam soluções ácidas (e/ou reagem com base).
Exs.:
CO2 + H2O → H2CO3
SO2 + H2O → H2SO3
Obs.:  SiO2 é insolúvel em água, mas reage com NaOH (outro critério), também é óxido ácido!
b) básicos (metais eletropositivos , iônicos). Formam soluções báscicas (e/ou reagem com ácido)
Na2O + H2O → 2 NaOH
Obs.: CuO(s) é insolúvel em água, mas dissolve­se em ácido – Também é óxido básico! 
c) anfóteros (metais fracamente eletropositivos, covalentes polares).
Solubilizam­se (reagem) tanto em soluções ácidas como básicas. Ex. Al2O3 e ZnO.
ZnO (s) + 2H+ (aq) → Zn2+(aq) + H2O(l)
ZnO (s) + 2OH­ (aq) + H2O(l) → [Zn(OH)4]2­(aq)
Obs.:
1­ Se o metal forma 2 óxidos o de menor estado de oxidação é básico e o de maior é ácido.
Ex.: Cr2O3  CrO3 
(nox Cr = +3) (nox Cr = +6)
básico ácido
2­ Se o não­metal forma 2 óxidos o de menor estado de oxidação é neutro e o de maior é ácido.
Ex.: N2O N2O5 
(nox N = +1) (nox N = +5)
neutro ácido
N2O5(g) + H2O (l)  → 2HNO3
Reações do Oxigênio em meio aquoso:
½ O2 + H2O + 2e ↔ 2OH­ (1mol/L)  = 0,403 V
½ O2 + 2H+ (10­7mol/L) + 2e ↔ H2O  = 0,816 V
½ O2 + 2H+ (1mol/L) + 2e ↔ H2O  = 1,229 V
 Poder oxidante do O2 aumenta com a acidez do meio.
Diagrama de Frost
Diagramas construídos a partir do potencial de redução medido em relação ao estado neutro.
G = ­nℱ
Gℱ = n
Sendo n = nox
Plotar n  X n
nV.mol ē)
nox
Inclinação (entre 2 espécies) = (da reação redox)
Espécies para o O:
nox ­2 ­1 0
Meio
básico
OH­ HO2­ O2
Meio
ácido
H2O H2O2 O2
Construção do diagrama:
O2
n=0, n
Meio Ácido:
H2O2
O2(g) + 2H+ + 2 ē ↔ H2O2  = +0,70V
n = ­1, nV.mol ē)
H2O
½ O2(g) + 2H+ + 2 ē ↔ H2O  = +1,23V
n = ­2, nV.mol ē)
Meio Básico:
OH­
1/2O2(g) + H2O + 2 ē ↔ 2OH-  = +0,4V
n = ­2, nV.mol ē)
HO2­
O2(g) + H2O + 2 ē ↔ HO2- + OH-  = ­0,08V
n = ­1, nV.mol ē)
H2O2 desproporciona em H2O + O2
Confirmando:
H2O2 + 2H+ + 2 ē ↔ 2H2O  = +1,76V (maior potencial de redução – SE REDUZ)
O2(g) + 2H+ + 2 ē ↔ H2O2  = +0,70V (inverte pois menor potencial de redução – SE OXIDA)
H2O2 + 2H+ + 2 ē ↔ 2H2O  = +1,76V
H2O2 ↔ O2(g) + 2H+ + 2 ē  = ­0,70V
________________________________
2H2O2 ↔ 2H2O + 2 O2  = +1,06V  Espontâneo!
G < 
HO2- desproporciona em OH- + O2
1/2O2(g) + H2O + 2 ē ↔ 2OH-  = +0,4V (maior potencial de redução – SE REDUZ)
O2(g) + H2O + 2 ē ↔ HO2- + OH-  = ­0,08V (inverte pois menor potencial de redução – SE 
OXIDA)
1/2O2(g) + H2O + 2 ē ↔ 2OH-  = +0,4V
HO2- + OH- ↔ O2(g) + H2O + 2 ē  = ­+0,08V
________________________________
HO2- ↔ 1/2 O2 + OH­  = +0,48V  Espontâneo!
G < 
Utilização do diagrama
• A espécie mais estável corresponde ao ponto mais baixo do diagrama.
• Desproporcionamento e coproporcionamento:
a)  Unindo­se   três  pontos,  o  composto  de  nox  intermediário   sofrerá  desproporcionamento  se  este 
estiver acima da reta que une as outras 2 espécies. Existem 3 possibilidades de isto acontecer:
A
B
C
A
B C
C
B
A
Nestes casos: B  A + C
Exs.: 2H2O2  2H2O + O2
2HO2­  O2 + 2 OH­
b) Unindo­se três pontos, os compostos de nox extremos sofrerão coproporcionamento se o composto 
de nox intermediário estiver abaixo da reta que une as outras 2 espécies. Existem 3 possibilidades de 
isto acontecer:
C
B
A A
B
C
A
B
C
Nestes casos: A + C  B
Ex.: Não se aplica ao diagrama do oxigênio.
c) No caso dos 3 pontos estarem em linha reta, os 3 compostos existem em equilíbrio:
A  B  C
Não se aplica ao diagrama do oxigênio.