Características dos Óxidos

Prévia do material em texto

Química inorgânica 
 
 
 
 
CARACTERÍSTICAS DOS ÓXIDOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 
 
Sumário 
 
Introdução .................................................................................................................................... 2 
 
Objetivos ....................................................................................................................................... 2 
 
1. Características dos Óxidos ....................................................................................................... 2 
 
Exercícios ...................................................................................................................................... 5 
 
Gabarito ........................................................................................................................................ 5 
 
Resumo ......................................................................................................................................... 6 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 
 
Introdução 
Os óxidos podem ser ácidos, básicos, neutros ou anfóteros. Os óxidos ácidos 
reagem com bases formando sais e água, assim como os óxidos básicos reagem com 
ácidos e formam sais e água. Essa reação é chamada de neutralização. Os óxidos 
anfóteros reagem tanto com ácidos fortes como com bases fortes formando sais e 
água. 
O óxido de zinco (ZnO), é um óxido anfótero muito usado em cosméticos, em 
pomadas, tintas, pós, protetores solares. É um pó branco muito usado na pintura do 
rosto dos palhaços de circo. Nesta apostila, em complemento à apostila anterior, 
iremos discutir sobre algumas características dos óxidos e como elas podem ser 
descritas. 
Os óxidos podem apresentar diferentes propriedades de ligação, isto é, a 
ligação pode apresentar maior caráter iônico ou covalente entre o oxigênio e o 
elemento. Isso confere aos mesmos variações de reatividade,e assim, eles podem 
formar soluções com valores de pH na faixa ácida e alcalina, podem não reagir com 
água e outras substâncias e, além disso, o oxigênio pode ter diferentes números de 
oxidação. 
Objetivos 
• Apresentar algumas das principais características dos óxidos; 
• Relacionar suas características com suas definições; 
 
1. Características dos Óxidos 
A alta reatividade do oxigênio e sua alta eletronegatividade levam à formação 
de um grande número de compostos binários, mais conhecidos como óxidos, que 
apresentam diferentes características como: tipo de ligação, que pode ter caráter 
iônico ou covalente, reagem com água gerando soluções ácidas ou alcalinas e podem 
reagir com outras substâncias, gerando outros compostos. Além disso, o oxigênio 
pode apresentar variação no número de oxidação em diferentes classificações de 
óxidos. 
Características dos óxidos básicos: neste tipo de óxido o oxigênio tem um 
número de oxidação igual a -2 e, em geral, são formados com metais em baixo estado 
de oxidação (normalmente +1, +2, +3). O caráter da ligação é predominantemente 
iônico. Assim, os óxidos iônicos tendem a formar soluções alcalinas quando 
 
3 
 
dissolvidos em água. Quando a reação é com ácidos ocorre neutralização, formando 
sal e água. 
Características dos óxidos ácidos: neste tipo de óxido, o oxigênio tem um 
número de oxidação igual a -2. Eles são formados por não metais e por metais com 
número de oxidação elevado (por exemplo: Mn2O7, no qual o número de oxidação do 
manganês é +7). A ligação tem caráter predominantemente covalente. Assim, óxidos 
covalentes tendem a reagir com água para formar soluções ácidas e com bases para 
formar sal e água. 
A tabela a seguir mostra alguns anidridos e suas fórmulas ácidas quando em 
reação com água: 
Anidrido Nome do Ácido Fórmula do Ácido Fórmula do ânion 
B2O3 Bórico B(OH)3 [B(OH)4]− 
CO2 Carbônico H2CO3 CO32- 
SiO2 Silícico Si(OH)4 SiO44- 
N2O3 Nitroso HNO2 NO2- 
N2O5 Nítrico HNO3 NO3- 
P4O10 Fosfórico H3PO4 PO43- 
SO2 Sulfuroso H2SO3 SO32- 
SO3 Sulfúrico H2SO4 SO42- 
Fonte: Cox, 2004. 
A natureza ácida dos óxidos aumenta à medida que se avança em linha na 
tabela periódica e diminui no grupo para um determinado estado de oxidação. Por 
exemplo, no Grupo 13, o primeiro elemento do grupo, o boro é um não-metal e forma 
o óxido ácido B2O3, conforme mostrado conforme mostra a figura a seguir. Na parte 
inferior do grupo, o caráter metálico aumentou e o estado de oxidação reduziu de 3 
para 1 e o óxido de tálio é o Tl2O básico, conforme mostra a tabela de acidez a seguir. 
 
4 
 
01 
Tabela periódica 
 
02 
Tabela de acidez. 
 
Características dos óxidos anfóteros: neste tipo de óxido, o oxigênio também 
possui número de oxidação igual a -2. Apresenta algumas similaridades com os óxidos 
ácidos e básicos, a diferença é que apresentam ambas as propriedades, isto é, ora são 
ácidos, ora são básicos, isso dependerá da substância com a qual ele estará reagindo. 
A reação com água não ocorre e reagem somente com ácidos e bases com caráter 
forte. São formados por metais e por semi-metais. 
Características dos óxidos neutros: o oxigênio também possui número de 
oxidação igual a -2. A principal característica destes óxidos é que eles não reagem com 
água, nem com ácidos nem com bases. 
 
 
 
5 
 
IMPORTANTE! 
 
 
 
Características dos óxidos duplos ou mistos: os óxidos duplos ou mistos são 
gerados pela mistura de dois outros óxidos. O oxigênio possui número de oxidação 
igual a -2 e os dois mais comuns desta classe são tetróxido de trichumbo e o tetróxido 
de triferro. 
Características dos peróxidos: nesta classe o oxigênio possui número de 
oxidação igual a -1 (ou O22-). O peróxido covalente mais simples é o peróxido de 
hidrogênio H2O2, normalmente encontrado em solução aquosa. São cineticamente 
estáveis e podem atuar como agente oxidante ou como agente redutor. Alguns 
peróxidos covalentes podem ser perigosamente explosivos. São formados 
principalmente por metais alcalinos e alcalinos terrosos. Podem reagir com água e 
ácidos, gerando H2O2. Há também os peróxidos orgânicos, cuja ligação O-O é bem 
fraca. 
Características dos superóxidos: nesta classe o oxigênio possui número de 
oxidação igual a -0,5 (isto é, O2-). Os superóxidos MO2, em vez dos simples óxidos M2O, 
são os produtos gerados normalmente da reação dos metais alcalinos mais pesados 
com o oxigênio. O superóxido mais comum desta classe é o superóxido de potássio 
KO2. As reações principais são com água e com ácidos diluídos gerando peróxido de 
hidrogênio e oxigênio molecular. 
Exercícios 
1. (Autor, 2019) Todos os metais alcalinos queimam ao ar formando óxidos. O 
lítio forma o monóxido de lítio e uma pequena quantidade de peróxido de 
lítio. O sódio forma o peróxido de sódio e uma pequena quantidade de 
monóxido de sódio. Os demais metais formam superóxidos do tipo MO2. 
Apresente as equações de formação do monóxido de lítio, do peróxido de 
lítio, peróxido de sódio e do monóxido de sódio. 
2. (Autor, 2019) Apresente a equação balanceada de dissociação do óxido de 
bário em água. 
3. (Autor, 2019) Os óxidos normais de Na, K, Rb e Cs podem ser preparados 
aquecendo o metal com uma quantidade limitada de oxigênio ou por 
Os principais óxidos desta classe são o monóxido de 
carbono (CO), o óxido nítrico (NO) e o óxido nitroso 
(N2O). 
 
 
6 
 
decomposição térmica do peróxido ou superóxido. Apresente a reação de 
decomposição do peróxido de sódio gerando o seu óxido normal. 
Gabarito 
1. 2 Li+ + O2-→ Li2O 
2 Li+ + O22-→ Li2O22Na+ + O22-→ Na2O2 
2Na+ + O2-→ Na2O 
2. O óxido de bário é um óxido básico, portando dissocia-se em água 
gerando o íon hidroxila: 
BaO(s) + H2O(l) → Ba2+(aq) + 2 OH-(aq) 
3. Na2O2(s) → Na2O (s) + 1/2 O2 (g) 
Resumo 
Nesta apostila vimos que a alta reatividade do oxigênio e sua alta 
eletronegatividade levam à formação de um grande número de compostos 
oxigenados binários. Podem ser formados óxidos, que reagem formando soluções 
ácidas e básicas e outros produtos, ou mesmo não reagir. 
Os compostos contendo oxigênio também podem apresentar ligações de 
caráter iônico, e, assim, com tendência a formar soluções alcalinas e também formar 
ligações com caráter covalente, que possuem tendência a formar soluções ácidas. 
O estado de oxidação do oxigênio é em geral -2, no entanto ele se altera para -
1 (ou O22-) nos peróxidos e para -0,5 nos superóxidos (ou O2-). 
Vimos também algumas tendências periódicas, em que a natureza ácida dos 
óxidos aumenta à medida que se avança em linha na tabela periódica e diminui no 
grupo. Falamos dos óxidos neutros, que são insolúveis e não reagem nem com bases, 
nem com ácidos. Também dos peróxidos, nos quais o oxigênio possui número de 
oxidação igual a -1, e dos superóxidos nos quais o número de oxidação do oxigênio é 
igual a -0,5. 
 
7 
 
Referências bibliográficas 
ATKINS, P. Princípios de Química – Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, tradução, Porto Alegre, 
2001. 
COX, P. A. Inorganic Chemistry. 2ª edição. Oxford, 2004. 
FELTRE, R. Química. Vol 1, 6ª edição; São Paulo, 2004. 
Lee, J.D. Química Inorgânica não tão Concisa. Tradução da 5ª Edição Inglesa 1998. 
WELLS, A. F. Structural Inorganic Chemistry.4ª edição. Londres, 1975. 
Referências imagéticas 
Figura 1 e 2. Wikipédia. Disponível em: 
<https://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:S%C3%A9ries_Qu%C3%ADmicas.png>. Acesso em: 28 ago 2019.