Introdução aos oxidos

Prévia do material em texto

Introdução aos Óxidos
 Na Química Inorgânica estudamos as funções inorgânicas que são quatro: ácidos, bases, sais e óxidos. Os óxidos são compostos binários, ou seja, compostos por apenas dois elementos químicos, e o elemento mais eletronegativo presente é sempre o oxigênio.
 Estes compostos estão geralmente na forma gasosa e são muito presentes em nossa vida. Um exemplo disso é o gás produto da respiração humana, o dióxido de carbono, CO2. Além disso, este gás é também emitido pela liberação nas indústrias que não utilizam filtros em suas chaminés sendo também responsáveis pelo efeito estufa e pela destruição da camada de ozônio. Sempre lembrando que são diversas as variáveis envolvidas neste processo, não somente o gás carbônico.
 Podemos ter óxidos iônicos e óxidos moleculares e isso dependerá do tipo de ligação existente entre o oxigênio e o outro elemento da molécula (que pode variar). Quando há alta diferença de eletronegatividade entre os elementos, como é o caso do oxigênio fazendo ligação com elementos do grupo dos metais alcalinos e metais alcalinos terrosos temos um óxido do tipo iônico. Isto ocorre devido a presença de uma ligação iônica (entre um metal e um ametal). Exemplos para este caso é o óxido de sódio, Na2O. Esta substância é muito utilizada na produção de vidros e cerâmicas, podendo também ser precursora do hidróxido de sódio (soda cáustica, NaOH) através de uma reação de hidratação.
 Já os óxidos moleculares são aqueles os quais possuem ligações covalentes em sua estrutura e a diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos já não é tão grande. Podemos inferir que a ligação será covalente polar pois sempre haverá uma maior eletronegatividade do oxigênio em relação a qualquer elemento envolvido. É exemplo de óxido molecular o óxido de nitrogênio, NO. Esta substância é um considerável poluente para a atmosfera, sendo liberada principalmente pela indústria química e de cereais sendo o último devido a decomposição de nitratos e nitritos presentes nos silos onde encontram-se os grãos.
Nomenclatura dos óxidos
A nomenclatura dos óxidos é feita através da palavra óxido seguida do nome do elemento mais eletropositivo presente. Lembrando que quando necessário (geralmente nos óxidos moleculares) a valência do elemento é indicada por prefixo (mono, di, tri) ou de números romanos. Por exemplo:
SO3: trióxido de enxofre
Neste caso utilizamos o prefixo “tri” para indicar que são necessários três átomos de oxigênio para formar um óxido com o enxofre (S).
Cr2O3: trióxido de dicromo ou trióxido de cromo II
Neste caso utilizamos o prefixo “tri” para indicar os três átomos de oxigênio presentes e o prefixo “di” ou o número dois em romanos após o nome “II”, para indicar os dois átomos de cromo.
Classificação dos óxidos
Os óxidos podem ser classificados em:
· Óxidos ácidos: São também conhecidos por anidridos, e reagem com água produzindo um ácido e com base formando sal e água. Exemplo: SO3.
· Óxidos básicos: Estes compostos tendem a reagir com água formando uma base e com ácido produzindo sal e água. Exemplo: Na2O.
· Óxidos neutros: Estas substâncias não reagem com água, ácido ou base. Exemplo: CO e NO.
· Óxidos anfóteros: Possuem esse nome por possuírem caráter dual, ou seja, reagem tanto com ácido quanto com base originando como produto sal e água. Exemplo: ZnO.
· Peróxidos: Nesta classe os compostos reagem com água produzindo água oxigenada ou peróxido de hidrogênio. Sendo a água oxigenada muito presente em nosso cotidiano, tanto para limpeza de ferimentos quanto em produtos descolorantes. Exemplo: Na2O2.
Leia mais sobre a classificação dos óxidos.
É importante lembrar que para entender bem estes conceitos você deve ter bem claro o conteúdo de reações inorgânicas e principalmente reações de neutralização.
Óxidos importantes
Óxidos são compostos binários e surgem da combinação de dois elementos, sendo que um deles é obrigatoriamente o átomo de oxigênio. Em função do seu comportamento quando reagem com outras substâncias podem ser classificados em: ácidos, básicos, neutros, anfóteros, mistos ou duplos, peróxidos e superóxidos.
Existe uma variedade de óxidos importantes e com diversas aplicações a seguir veremos alguns deles.
Peróxidos
Os peróxidos possuem em sua estrutura o anion O22- e o estado de oxidação do oxigênio -1. Entre os peróxidos o mais conhecido é o peróxido de hidrogênio (H2O2). Em nosso cotidiano, por exemplo, encontramos soluções com concentrações de H2O2 menores que 8% (m/v), entre eles, creme dental (0,5% (m/v)), detergentes para lente de contato (2% (m/v)), produtos para branqueamento (5% (m/v)) e loções para clareamento de cabelo (7,5% (m/v)). No setor industrial soluções com concentrações entre 8 e 27,5% (m/v) são utilizadas para clarear tecidos, papel, fabricação de espuma de borracha sintética e poliuretano. Além disso, atua como oxidante de matéria orgânica e metais, no processo de tratamento de efluentes.
Superóxidos
Os superóxidos são compostos iônicos que possuem em sua estrutura o anion O2- e o estado de oxidação do oxigênio é -½. São consideradas umas das espécies mais reativas de oxigênio, sendo produzidos a partir da redução do oxigênio molecular.
O2 + e- → O2•-
O superóxido mais importante é KO2, que é utilizado em geradores químicos de oxigênio utilizados para regenerar o ar em ambientes fechados tais como submarinos, naves espaciais, minas subterrâneas, e remoção de CO2 e água em aparelhos respiratórios conforme reação a seguir:
CO2(g) + 4 KO2(s) → K2CO3(s) + 3O2(g)
Óxido de cálcio
O óxido de cálcio (CaO), pertencente a classe do óxido básicos, também conhecido como cal virgem ou cal viva. Um das principais aplicações do CaO é na obtenção de cal hidratada (Ca(OH)2), utilizada na construção civil. A reação a seguir, é o que acontece quando vemos em uma obra o pedreiro jogando água em cima do cimento.
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq)
Ao adicionar água tem-se uma reação de hidratação formando a cal hidratada que é utilizada nas argamassas para alvenaria. O seu processo de endurecimento ocorre em função da absorção de gás carbônico do ar, que transforma a cal hidratada em carbonato de cálcio.
Ca(OH)2(s) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O(l)
Outras aplicações do óxido de cálcio são nas indústrias siderúrgicas, nas indústrias de alumínio e de papel e celulose na regeneração da soda utilizada, fabricação de tintas, na metalurgia do cobre, indústrias de refratários, cerâmicas, couros, entre outros. Na indústria alimentícia pode ser utilizados no clareamento do açúcar e remoção de fosfatos e orgânicos, e na área de saúde, no tratamento de queimaduras e confecção de materiais dentários utilizados em restaurações e tratamentos de canais.
Dióxido de enxofre
O dióxido de enxofre (SO2), um óxido ácido, tem sua maior aplicação na produção de ácido sulfúrico (H2SO4). O SO2 também tem aplicação como conservante de alimentos (frutos secos), gás de refrigeração na indústria de bebidas e na fabricação de papel sulfite. Na indústria de produção de vinho, está presente na forma de H2SO3 (SO2 dissolvido em água) e é utilizado para inibir ou interromper a ação de leveduras e bactérias.
O SO2 está presente como uma impureza nos combustíveis fósseis, sendo formado majoritariamente (cerca de 80%) pela queima incompleta de diesel nos veículos pesados, carvão e petróleo em usinas de energia ou fundição de cobre. Ele é um dos principais responsáveis pela chuva ácida, pois interage com as moléculas de água presentes na forma de gotículas na atmosfera e forma o ácido sulfuroso (H2SO3):
2 SO2(g) + 2 H2O(l) → H2SO3(aq)
Esse ácido, por sua vez, é oxidado na atmosfera, produzindo o ácido sulfúrico (H2SO4), que faz com a água da chuva tenha um pH ácido. Em função dos problemas de saúde e ambientais provocados pelo SO2 existem limites para o teor de enxofre presente nos combustíveis. Está presente na lista de indicador da qualidade do ar do Conselho Nacional de Meio Ambiente (CONAMA).
Trióxido de enxofre
O trióxido de enxofre (SO3) pertence a classe dos óxidos ácidos e reage com águaformando ácido sulfúrico (H2SO4).
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(l)
Essa reação explica porque o SO3 é um dos gases que contribuem para o problema da chuva ácida, uma vez que a presença de H2SO4 diminui o pH da água da chuva. Em função dos problemas de saúde e ambientais provocados está presente na lista de indicadores da qualidade do ar do Conselho Nacional de Meio Ambiente (CONAMA).
Dióxido de carbono
O dióxido de carbono (CO2) tem um papel importante na transferência do carbono entre os diferentes compartimentos, atmosfera, oceanos, rochas sedimentares. Essa transferência de carbono se da muitas vezes na forma de CO2, como é caso da fotossíntese.
6 CO2(g) + 6 H20(l) + calor → C6H12O6(aq) + 6 O2(g)
O CO2 pode ser produzido pela reação combustão completa de compostos orgânicos (carvão, hidrocarbonetos, madeira etc) e a fermentação de compostos orgânicos. E utilizado na indústria de alimentos, em especial na de bebidas onde é aplicado na fabricação de refrigerantes, água gasosa, cervejas e espumantes. Na fase sólida é utilizado na produção de gelo seco e em extintores de incêndio das classes B (em inflamáveis) e C (materiais energizados). Além disso, tem aplicação na medicina na conservação de órgãos que são transportados para transplante.
O CO2 é responsável por manter a temperatura da terra em níveis que permitam a sobrevivência dos seres vivos, pois suas moléculas absorvem parte da radiação do sol, provocando o chamado efeito estufa. Entretanto nos últimos anos sua concentração, tem aumentado de maneira considerável e isso atrelado ao desmatamento tem contribuído para mais calor do que o normal fique retido na terra, o que da origem ao problema do aquecimento global. Além disso, a presença de CO2 contribui para a chuva ácida, em função do aumento da concentração do ácido carbônico.
Monóxido de carbono
O monóxido de carbono (CO) pertence ao grupo dos óxidos ácidos. A molécula de CO forma a molécula de carboxihemoglobina (HbC) ao fazer uma ligação química bastante estável com a hemoglobina, e com isso a impossibilita de transportar oxigênio no processo de respiração. Além disso, a molécula de CO inibe a enzima citocromo C oxidase mitocondrial, e tem efeitos a nível inflamatório, além de aumentar o estresse oxidativo perivascular, dessa forma sua inalação independente do nível de concentração é bastante prejudicial ao organismo. Na presença de luz ou calor reage com o cloro (Cl2), formando fosgênio (COCl2), um gás extremamente tóxico que muitas vezes se forma quando plásticos e outros materiais sintéticos queimam em lugar com baixa concentração de O2.
As maiores concentrações de CO são liberadas pela queima de combustíveis fósseis e as queimadas de florestas. O CO está na lista do Conselho Nacional de Meio Ambiente (CONAMA) com um dos parâmetros avaliados para o padrão de qualidade do ar (PQAr), é considerado um gás poluente e dos responsáveis pelo efeito estufa.
Por ser um agente redutor, é responsável por produzir CO2, pois remove oxigênio de diversos compostos em processos na indústria de produção de diversos metais, como por exemplo, ferro e níquel, a partir de seus minérios e hidrogênio a partir da água. Além disso, é aplicado a síntese de ácido acético, metanol e hidrocarbonetos.
Óxido nitroso
O óxido nitroso (N2O), pertencente a classe dos óxidos neutro. Nos dias atuais é utilizado com agente inalatório na área médica e odontológica, sendo administrado junto com oxigênio, possuindo efeito analgésico e sedativo. Além disso, na indústria tem sido utilizado principalmente na fabricação de automóveis e chantilly. Também é utilizado em motores de combustão para aumentar a potencia, sendo conhecido como nitro. É um gás importante para o balanço climático, e faz parte do ciclo do nitrogênio. Pode ser produzido por processos biogênicos de desnitrificação, que são realizados por diversos gêneros de bactérias (principalmente pseudômonas) que utilizam carbono de matéria orgânica como fonte redutora, em meio anaeróbico, e óxidos de nitrogênio com receptores de elétrons, produzindo alem de N2O, NO e N2. São produzidos industrialmente como produtos da reação de produção de HNO3 e ácido adípico (C6H10O4).
O N2O é considerado é um dos gases do efeito estufa, e sua capacidade de reter calor é na atmosfera é cerca de 300 vezes maior que do CO2, além de também ser um dos responsáveis pela destruição da camada de ozônio.
Exemplos de Óxidos
	CO
	monóxido de carbono
	CO2
	dióxido de carbono
	H2O
	água ou óxido de hidrogênio
	Cl2O7
	heptóxido de dicloro
	Na2O
	óxido de sódio
	Li2O
	óxido de lítio
	CaO
	óxido de cálcio
	BaO
	óxido de bário
	FeO
	óxido de ferro II ou óxido ferroso
	Fe2O3
	óxido de ferro III ou óxido férrico
	ZnO
	óxido de zinco
	Al2O3
	óxido de alumínio
	MnO2
	dióxido de manganês
	TiO2
	dióxido de titânio
	SnO2
	dióxido de estanho
	NO2
	dióxido de nitrogênio
	Nb2O5
	óxido de nióbio V
 
 Óxidos Iônicos
São óxidos formados por metais, que formam cátions, e o oxigênio, que forma ânion. Neles, o oxigênio apresenta carga -2.
Para formar óxidos iônicos, seguimos a seguinte regra:
Ey+ O2- → (Ey+)2 (O2-)y → E2Oy
Neste caso, E pode ser um metal das famílias IA, IIA, IIIA e B.
Exemplos:
· Na1+O2- → Na2O
· Ca2+O2- → Ca2O2 → CaO (devemos simplificar os índices para os menores inteiros)
· Al3+O2- → Al2O3
· Pb4+O2- → Pb2O4 → PbO2 (simplificamos novamente os índices)
Nomenclatura dos Óxidos Iônicos
Para nomear um óxido iônico, seguimos o seguinte esquema:
Óxido de + nome do elemento E
Exemplos:
· Na2O: óxido de sódio
· CaO: óxido de cálcio
· Al2O3: óxido de alumínio
· ZnO: óxido de zinco
Quando o metal gera cátions com cargas diferentes, é possível formar mais de um óxido. Deve-se indicar, neste caso, a carga do metal em número romano.
Exemplos:
· Fe2+O2- → FeO: óxido de ferro (II)
· Fe3+O2- → Fe2O3: óxido de ferro (III)
· Pb2+O2- → PbO: óxido de chumbo (II)
· Pb4+O2- → PbO2: óxido de chumbo (IV)
Caráter Ácido-Base dos Óxidos Iônicos
O caráter ácido-base dos óxidos iônicos dependerá do metal ao qual o oxigênio está ligado. Pode ser dos seguintes tipos:
Óxidos básicos
Ao reagir com água, os óxidos básicos geram sua respectiva base (hidróxido). Já quando reagem com ácidos, geram sal e água.
· Óxido básico + água → base
· Óxido básico + ácido → sal + água
Esses óxidos ocorrem quando o oxigênio está ligado a metais das famílias IA, IIA e alguns metais de transição, e apresentam propriedade alcalina, similar a uma base.
Exemplos:
· Na2O (Óxido de sódio) + H2O → 2 NaOH (Hidróxido de sódio)
· MgO (Óxido de magnésio) + H2O → Mg(OH)2 (Hidróxido de magnésio)
· K2O (Óxido de potássio) + 2 HCl (Ácido clorídrico) → 2 KCl (Cloreto de potássio) + H2O
· Fe2O3 (Óxido de ferro (III)) + 3 H2SO4 (Ácido sulfúrico ) → Fe2(SO4)3 (Sulfato de ferro (III)) + 3 H2O
Óxidos ácidos
Quando óxidos ácidos reagem com água, geram seu respectivo ácido. Já quando reagem com bases, geram sal e água.
· Óxido ácido + água → ácido
· Óxido ácido + base → sal + água
Esses ácidos ocorrem quando o oxigênio se liga a um metal que apresenta número de oxidação (Nox) elevado.
Exemplos:
· CrO3 (Óxido de cromo (VI)) + H2O → H2CrO4 (Ácido crômico)                                             
· Mn2O7 (Óxido de manganês (VII)) + H2O → 2 HMnO4 (Ácido permangânico)
· CrO3 (Óxido de cromo (VI)) + 2 KOH (Hidróxido de potássio) → K2CrO4 (Cromato de potássio) + H2O
· Mn2O7 (Óxido de manganês (VII)) + 2 NaOH (Hidróxido de sódio) → 2 NaMnO4 (Permanganato de sódio) + H2O
Óxidos Anfóteros
Os óxidos anfóteros comportam-se como óxidos básicos quando estão na presença de um ácido, e como óxidos ácidos quando estão na presença de uma base.
· Óxido anfótero + ácido → sal + água
· Óxido anfótero + base → sal + água
Em geral, são insolúveis em água. Reagem com ácidos e bases fortes, formando sal e água.
Exemplos:
· Al2O3 (Óxido básico) + 6 HCl (Ácido forte) → 2 AlCl3 (Cloreto de alumínio) + 3 H2O
· Al2O3 (Óxido ácido) + 2 KOH (Base forte) → 2 KAlO2 (Aluminato de potássio) + H2O
· ZnO (Óxido básico)+ H2SO4 (Ácido forte) →ZnSO4 (Sulfato de zinco) + H2O
· ZnO (Óxido ácido) + 2 NaOH (Base forte) → Na2ZnO2 (Zincato de sódio) + H2O
Existem outros óxidos anfóteros, como SnO, SnO2, PbO, PbO2, As2O3, As2O5, Sb2O3, Sb2O5.
Óxidos Mistos (duplos ou salinos)
Os óxidos mistos, também chamados de duplos ou salinos, são aqueles formados por dois óxidos provenientes de um mesmo elemento - que é um metal - capaz de formar dois ou mais cátions. Quando reagem com ácido ou base, produzem dois sais e água.
Exemplo:
· Tetróxido de triferro ou magnetita: Fe3O4 → formado por dois óxidos: FeO + Fe2O3
· Tetróxido de trichumbo ou zarcão: Pb3O4 → formado por três óxidos: 2 PbO + PbO2
· Reação: Fe3O4 + 4 H2SO4 → FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4 H2O
Óxidos Moleculares ou Covalentes
Óxidos moleculares ou covalentes são aqueles formados por ametais ligados a oxigênio. Apresentam a seguinte fórmula geral, sendo E é um ametal (C, Si, N, P, S, Cl, Br, I):
ExOy
No caso do flúor, não se formam óxidos, mas fluoretos de oxigênio (OF2, O2F2), pois o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio.
Nomenclatura dos Óxidos Moleculares
Par nomear os óxidos moleculares, deve-se utilizar prefixos para indicar as quantidades de átomos do ametal (quando for dois átomos ou mais) e do oxigênio (quando for 1 átomo ou mais), da seguinte forma:
· 1 – mono
· 2 – di
· 3 – tri
· 4 – tetr
· 5 – pent
· 6 – hex
· 7 – hept
Exemplos:
· CO: monóxido de carbono
· CO2: dióxido de carbono
· SO3: trióxido de enxofre
· N2O: monóxido de dinitrogênio
· N2O4: tetróxido de dinitrogênio
· P2O5: pentóxido de difósforo
· Cl2O7: heptóxido de dicloro
Caráter Ácido-Base dos Óxidos Moleculares
O caráter ácido-base dos óxidos moleculares poderá ser de três tipos:
Óxidos ácidos
Quando óxidos ácidos reagem com água, geram seu respectivo ácido. Já quando reagem com bases, geram sal e água.
Exemplos:
· SO3 (g) (Trióxido de enxofre) + H2O (l) → H2SO4 (aq) (Ácido sulfúrico)
· P2O5 (g) (Pentóxido de difósforo) + 3 H2O (l) → 2 H3PO4 (aq) (Ácido fosfórico)
· CO2 (g) (Dióxido de carbono) + 2 NaOH (aq) (Hidróxido de sódio) →           Na2CO3 (aq) (Carbonato de sódio) + H2O (l)
· N2O5 (g) (Pentóxido de dinitrogênio) + Ba(OH)2(aq) (Hidróxido de bário) → Ba(NO3)2 (aq) (Nitrato de bário) + H2O (l)
Óxidos anfóteros
Os óxidos anfóteros comportam-se como óxidos básicos quando estão na presença de um ácido, e como óxidos ácidos quando estão na presença de uma base. Alguns óxidos de semimetais possuem características anfóteras.
Exemplos:
· óxido de arsênio (As2O3);
· óxido de antimônio (Sb2O3).
Óxidos neutros
Os óxidos neutros, também chamados de indiferentes ou inertes, não reagem com água, nem com ácidos e nem com bases. Os óxidos neutros mais importantes são o monóxido de carbono (CO), monóxido de nitrogênio (NO) e monóxido de dinitrogênio (N2O).
Peróxidos
Os peróxidos apresentam em sua estrutura o ânion O22- e têm o oxigênio em estado de oxidação ou carga de -1. Os mais comuns são formados por hidrogênio, metais alcalinos e metais alcalinoterrosos.
· Peróxido de hidrogênio (H2O2): é líquido e molecular, cuja solução aquosa origina a água oxigenada.
· Peróxido de metal alcalino (MA): MA1+ (O2)2- → MA2O2.
 Exemplos: Na2O2, K2O2.
· Peróxido de metal alcalinoterroso (MAT): MAT2+ (O2)2- → MATO2.
 Exemplos: CaO2, BaO2.
Em termos de reatividade, quando reagem com água, os peróxidos produzem uma base e água oxigenada, e quando reagem com ácidos diluídos, produzem um sal e água oxigenada (H2O2).
Exemplos:
· Na2O2 (s) (Peróxido de sódio) + 2 H2O (l)  → 2 NaOH (aq) (Hidróxido de sódio) + H2O2 (l)
· K2O2 (s) (Peróxido de potássio) + 2 HCl (l) → 2 KCl (aq) (Cloreto de potássio) + H2O2 (l)
Referencias 
Atkins, P. W.; Jones, Loretta . Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Volume único. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
Dos Santos, C. L. D. Influência da relação carbono/nitrogênio e da fonte de carbono no processo de nitrificação/desnitrificação simultânea em reator de leito estruturado. Tese de doutorado. USP, São Carlos, 2014.
Galvão, A. C. Estudo experimental da solubilidade do metano e do dióxido de carbono em glicóis a diferentes temperaturas e pressões e modelagem da solubilidade aplicando o potencial químico. Tese de doutorado. UNICAMP, Campinas, 2011.
Mattos, L. I. ; Shiraishi, K. A.; Delphini, B.; Fernandes, J. F. Peróxido de Hidrogênio: importância e determinação. Química Nova, vol 26, n.3. Maio, 2003.
Souto, Renata C. de; Jr., Nilton Rosenbach; Mota, Claudio J. A. A DFT Study of the Conversion of CO2 in Dimethylcarbonate Catalyzed by Sn(IV) Alkoxides. Journal of the Brazilian Chemical Society.
Tito e Canto. Química na Abordagem do Cotidiano. Volume único parte A – Química Geral e Inorgânica. Editora Saraiva 2005.