Óxido – wikipédia, a enciclopédia livre grade 6 electricity unit

São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (+1 e +2, exceto Pb, Zn, Al, Sb e Sn, os quais formam sempre óxidos anfóteros). [1 ] [2 ] Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Os óxidos básicos possuem estrutura iônica devido à diferença de eletronegatividade entre o metal (que é baixa) e o oxigênio (que é alta), por terem este caráter iônico apresentam estado físico sólido. Alguns exemplos:

Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido). O cálculo do óxido em alguns casos ajuda a dar a nomenclatura dos elementos. Exemplos: Na 2O + H 2O → {\displaystyle \rightarrow } 2NaOH K 2O + H 2O → {\displaystyle \rightarrow } 2KOH³ CaO + H 2O → {\displaystyle \rightarrow } Ca(OH) 2 FeO + H 2O → {\displaystyle \rightarrow } Fe(OH) 2 Na 2O + 2HNO 3 → {\displaystyle \rightarrow } 2NaNO 3 + H 2O Cu 2O + 2HCl → {\displaystyle \rightarrow } 2CuCl + H 2O CaO + H 2SO 4 → {\displaystyle \rightarrow } CaSO 4 + H 2O 3FeO + 2H 3PO 4 → {\displaystyle \rightarrow } Fe 3(PO 4) 2 + 3H 2O Óxidos ácidos ou Anidridos [ editar | editar código-fonte ] Definição [ editar | editar código-fonte ]

São óxidos em que, geralmente, o elemento ligado ao oxigênio é um ametal . Possuem estrutura molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por isso, são chamados anidridos de ácidos. Alguns exemplos:

Reagem com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água (neutralizando a base). Exemplos: SO 3 + H 2O → {\displaystyle \rightarrow } H 2SO 4 P 2O 5 + 3H 2O → {\displaystyle \rightarrow } 2H 3PO 4 N 2O 3 + H 2O → {\displaystyle \rightarrow } 2HNO 2 CO 2 + H 2O → {\displaystyle \rightarrow } H 2CO 3 SO 2 + 2KOH → {\displaystyle \rightarrow } K 2SO 3 + H 2O P 2O 5 + 6LiOH → {\displaystyle \rightarrow } 2Li 3PO 4 + 3H 2O N 2O 3 + Ba(OH) 2 → {\displaystyle \rightarrow } Ba(NO 2) 2 + H 2O CO 2 + Ca(OH) 2 → {\displaystyle \rightarrow } CaCO 3 + H 2O Óxidos Anfóteros [ editar | editar código-fonte ] Definição clara [ editar | editar código-fonte ]

São óxidos de metais de transição e semi-metais, que apresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como básicos. Dependendo do metal ligado ao oxigênio pode haver predominância do caráter ácido ou básico. O caráter ácido do óxido aumenta à medida que seu elemento formador aproxima-se, na tabela periódica, dos não-metais. O caráter básico do óxido aumenta à medida que o elemento formador aproxima-se dos metais alcalinos e alcalino-terrosos. A estrutura dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular. Alguns exemplos:

Reagem com ácidos formando sal e água (o metal do óxido torna-se o cátion do sal), e com bases formando sal e água também (neste caso o metal formador do óxido e o oxigênio formam o ânion do sal). Exemplos: ZnO + H 2SO 4 → {\displaystyle \rightarrow } ZnSO 4 + H 2O ZnO + 2KOH → {\displaystyle \rightarrow } K 2ZnO 2 + H 2O Al 2O 3 + 6HCl → {\displaystyle \rightarrow } 2AlCl 3 + 3H 2O Al 2O 3 + 2NaOH² → {\displaystyle \rightarrow } 2NaAlO 2 + H 2O

São óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido ou básico não significa que sejam inertes. São formados por não-metais ligados ao oxigênio, e geralmente apresentam-se no estado físico gasoso. Alguns exemplos:

Os óxidos duplos possuem como fórmula geral M 3O 4, como exemplificado acima. Sendo M, um metal genérico. Ao tentarmos calcular o nox do metal em questão, o valor encontrado será de +8/3. Entretanto, esse é o nox médio do metal, já que este metal tem dois números de oxidação diferentes.

Um exemplo é o peróxido de hidrogênio (H 2O 2), componente da água oxigenada. Sua aplicação se dá em cortes e feridas que correm o risco de infecção bacteriana. A degradação do peróxido de hidrogênio pela enzima catalase libera oxigênio (O 2) o que causa a morte de bactérias anaeróbicas.