Propriedades, nomenclatura, usos e exemplos de óxidos metálicos

O óxidos de metal são compostos inorgânicos formados por cátions metálicos e oxigênio. Eles geralmente compreendem um grande número de sólidos iônicos, nos quais o ânion óxido (O^2-) interage eletrostaticamente com as espécies M⁺.

M⁺ isto é qualquer cátion que deriva de metal puro: de metais alcalinos e de transição, com exceção de alguns metais nobres (como ouro, platina e paládio), aos elementos mais pesados ​​do bloco p da tabela periódica ( como chumbo e bismuto).

A imagem superior mostra uma superfície de ferro coberta por crostas avermelhadas. Estas "crostas" são o que é conhecido como ferrugem ou ferrugem, que por sua vez representam um teste visual da oxidação do metal devido às condições do seu ambiente. Quimicamente, a ferrugem é uma mistura hidratada de óxidos de ferro (III).

Por que a oxidação do metal resulta na degradação de sua superfície? Isto é devido à incorporação de oxigênio dentro da estrutura cristalina do metal.

Quando isso acontece, o volume do metal aumenta e as interações originais enfraquecem, causando a quebra do sólido. Além disso, essas rachaduras permitem que mais moléculas de oxigênio penetrem nas camadas internas do metal, devorando toda a peça por dentro.

No entanto, esse processo ocorre em velocidades diferentes e depende da natureza do metal (sua reatividade) e das condições físicas que o cercam. Portanto, existem fatores que aceleram ou retardam a oxidação do metal; dois deles são a presença de umidade e pH.

Por quê? Porque a oxidação do metal para produzir um óxido de metal envolve uma transferência de elétrons. Estas "viagens" de uma espécie química para outra, desde que o meio facilita, quer pela presença de íons (H⁺Na⁺Mg²⁺Cl^-, etc.), que modificam o pH, ou por moléculas de água que fornecem os meios de transporte.

Analiticamente, a tendência de um metal para formar o óxido correspondente é refletida em seus potenciais de redução, que revelam qual metal reage mais rápido em comparação ao outro.

O ouro, por exemplo, tem um potencial de redução muito maior do que o ferro, e é por isso que ele brilha com seu brilho dourado característico sem um óxido que o embaça.

Índice

• 1 Propriedades de óxidos não metálicos
  • 1.1 Básicidade
  • 1.2 Anfíbia
• 2 Nomenclatura
  • 2.1 Nomenclatura Tradicional
  • 2.2 Nomenclatura sistemática
  • 2.3 Nomenclatura de ações
  • 2.4 Cálculo do número de valência
• 3 Como eles são formados?
  • 3.1 Reação direta do metal com oxigênio
  • 3.2 Reação de sais metálicos com oxigênio
• 4 usos
• 5 exemplos
  • 5.1 óxidos de ferro
  • 5.2 Óxidos alcalinos e alcalino-terrosos
  • 5.3 óxidos do grupo IIIA (13)
• 6 referências

Propriedades de óxidos não metálicos

As propriedades dos óxidos metálicos variam de acordo com o metal e como ele interage com o ânion O^2-. Isto leva a alguns óxidos com maiores densidades ou solubilidades na água do que outros. No entanto, todos têm em comum o caráter metálico, que inevitavelmente se reflete em sua basicidade.

Em outras palavras: eles também são conhecidos como anidridos básicos ou óxidos básicos.

Basicidade

A basicidade dos óxidos metálicos pode ser verificada experimentalmente pelo uso de um indicador ácido-base. Como? Adicionar um pequeno pedaço de óxido a uma solução aquosa com algum indicador dissolvido; Este pode ser o suco liquefeito de repolho roxo.

Tendo então a gama de cores dependendo do pH, o óxido transformará o suco em cores azuladas, correspondendo ao pH básico (com valores entre 8 e 10). Isso ocorre porque a porção dissolvida do óxido libera íons OH^- ao meio ambiente, sendo estes no experimento responsáveis ​​pela mudança de pH.

Assim, para um óxido MO que é solubilizado em água, ele é transformado no hidróxido de metal (um "óxido hidratado") de acordo com as seguintes equações químicas:

MO + H₂O => M (OH)₂

M (OH)₂ <=> M²⁺ + 2OH^-

A segunda equação é o balanço de solubilidade do hidróxido M (OH)₂. Note que o metal tem uma carga 2+, o que também significa que sua valência é +2. A valência do metal está diretamente relacionada à sua tendência de ganhar elétrons.

Desta forma, quanto mais positiva a valência, maior a sua acidez. No caso de M ter uma valência de +7, então o óxido M₂O₇ Seria ácido e não básico.

Anfoterismo

Os óxidos metálicos são básicos, no entanto, nem todos têm o mesmo caráter metálico. Como saber Localizando o metal M na tabela periódica. Quanto mais estiver à esquerda, e nos períodos mais baixos, mais metálico será e, portanto, mais básico será seu óxido.

Na fronteira entre os óxidos básico e ácido (os óxidos não metálicos) estão os óxidos anfotéricos. Aqui, a palavra "anfotérico" significa que o óxido atua tanto como uma base quanto como um ácido, que é o mesmo que na solução aquosa, pode formar o hidróxido ou o complexo aquoso M (OH₂)₆²⁺.

O complexo aquoso nada mais é do que a coordenação de n moléculas de água com o centro metálico M. Para o complexo M (OH₂)₆²⁺o metal M²⁺ Está rodeado por seis moléculas de água e pode ser considerado como um cátion hidratado. Muitos desses complexos apresentam colorações intensas, como as observadas para cobre e cobalto.

Nomenclatura

Como os óxidos de metal são nomeados? Existem três maneiras de fazê-lo: o tradicional, o sistemático e o estoque.

Nomenclatura tradicional

Para nomear corretamente o óxido de metal de acordo com as regras regidas pela IUPAC, é necessário conhecer as possíveis valências do metal M. O maior (o mais positivo) é atribuído ao nome do metal o sufixo -ico, enquanto que o menor, o prefixo -oso.

Exemplo: dadas as valências +2 e +4 do metal M, seus óxidos correspondentes são MO e MO₂. Se M fosse o chumbo, Pb, então PbO seria prumo de óxidourso e PbO₂ a ameixa de óxidoico. Se o metal tem apenas uma valência, é chamado seu óxido com o sufixo -ico. Então, Na₂Ou é o óxido de sódio.

Por outro lado, os hipo e prefixos são adicionados quando há três ou quatro valências disponíveis para o metal. Desta forma, o Mn₂O₇ é o óxido pormanganicoporque o Mn tem valência +7, o maior de todos.

No entanto, este tipo de nomenclatura apresenta certas dificuldades e é geralmente o menos utilizado.

Nomenclatura sistemática

Considera o número de átomos de M e oxigênio que compõem a fórmula química do óxido. A partir deles, são atribuídos os prefixos correspondentes mono-, di-, tri-, tetra-, etc.

Tomando os três óxidos metálicos recentes como exemplo, PbO é monóxido de chumbo; o PbO₂ dióxido de chumbo; e o Na₂Ou o monóxido de dissódio. Para o caso da ferrugem, Fe₂O₃, seu respectivo nome é dihierro trióxido.

Nomenclatura de ações

Ao contrário das outras duas nomenclaturas, neste a valência do metal tem maior importância. A valência é especificada por algarismos romanos entre parênteses: (I), (II), (III), (IV), etc. O óxido de metal é então denominado óxido de metal (n).

Aplicando a nomenclatura das ações para os exemplos anteriores, temos:

-PbO: óxido de chumbo (II).

-PbO₂: óxido de chumbo (IV).

-Na₂O: óxido de sódio. Como tem uma valência única de +1, ela não é especificada.

-Fe₂O₃: óxido de ferro (III).

-Mn₂O₇: óxido de manganês (VII).

Cálculo do número de valência

Mas, se você não tem uma tabela periódica com as valências, como elas podem ser determinadas? Para isso, devemos lembrar que o ânion O^2- Contribui com duas cargas negativas para o óxido metálico. Seguindo o princípio da neutralidade, essas cargas negativas devem ser neutralizadas com as positivas do metal.

Portanto, se o número de oxigênios é conhecido pela fórmula química, a valência do metal pode ser determinada algebricamente de modo que a soma das cargas seja zero.

O Mn₂O₇ tem sete oxigênios, então suas cargas negativas são iguais a 7x (-2) = -14. Para neutralizar a carga negativa de -14, o manganês deve fornecer +14 (14-14 = 0). Colocar a equação matemática é então:

2X - 14 = 0

O 2 vem do fato de que existem dois átomos de manganês. Resolvendo e limpando X, a valência do metal:

X = 14/2 = 7

Ou seja, cada Mn tem uma valência de +7.

Como eles são formados?

Umidade e pH influenciam diretamente a oxidação de metais em seus óxidos correspondentes. A presença de CO₂, óxido de ácido, pode ser dissolvido o suficiente na água que cobre o pedaço de metal para acelerar a incorporação de oxigênio na forma aniônica para a estrutura cristalina do metal.

Esta reacção pode também ser acelerada com um aumento da temperatura, especialmente quando se deseja obter o óxido num curto espaço de tempo.

Reação direta do metal com oxigênio

Os óxidos metálicos são formados como um produto da reação entre o metal e o oxigênio circundante. Isso pode ser representado com a equação química abaixo:

2M (s) + O₂(g) => 2MO (s)

Essa reação é lenta, pois o oxigênio tem uma forte ligação O = O dupla e a transferência eletrônica entre ele e o metal é ineficiente.

No entanto, acelera consideravelmente com o aumento da temperatura e da área de superfície. Isto é devido ao fato de que a energia necessária para quebrar a ligação dupla O = O é fornecida, e como há mais área, o oxigênio se move uniformemente por todo o metal, colidindo ao mesmo tempo com os átomos de metal.

Quanto maior a quantidade de reagente de oxigênio, maior o número de valência ou oxidação resultante do metal. Por quê? Porque o oxigênio está roubando mais e mais elétrons do metal, até atingir o maior número de oxidação.

Isso pode ser visto para o cobre, por exemplo. Quando um pedaço de cobre metálico reage com uma quantidade limitada de oxigênio, o Cu é formado₂O (óxido de cobre (I), óxido cuproso ou monóxido de carbono):

4Cu (s) + O₂(g) + Q (calor) => 2Cu₂O (s) (sólido vermelho)

Mas quando reage em quantidades equivalentes, obtém-se CuO (óxido de cobre (II), óxido cúprico ou monóxido de cobre):

2Cu (s) + O₂(g) + Q (calor) => 2CuO (s) (preto sólido)

Reação de sais metálicos com oxigênio

Os óxidos metálicos podem ser formados por decomposição térmica. Para ser possível, uma ou duas pequenas moléculas devem ser liberadas do composto inicial (um sal ou um hidróxido):

M (OH)₂ + Q => MO + H₂O

MCO₃ + Q => MO + CO₂

2M (NÃO₃)₂ + Q => MO + 4NO₂ + O₂

Note que H₂O, CO₂NÃO₂ e O₂ eles são as moléculas liberadas.

Usos

Devido à rica composição de metais na crosta terrestre e ao oxigênio na atmosfera, óxidos metálicos são encontrados em muitas fontes mineralógicas, a partir das quais uma base sólida pode ser obtida para a fabricação de novos materiais.

Cada óxido metálico encontra usos muito específicos, desde nutrientes (ZnO e MgO) até aditivos de cimento (CaO), ou simplesmente como pigmentos inorgânicos (Cr).₂O₃).

Alguns óxidos são tão densos que o crescimento controlado de suas camadas pode proteger uma liga ou metal de uma oxidação adicional. Mesmo estudos revelaram que a oxidação da camada protetora ocorre como se fosse um líquido que cobre todas as fissuras ou defeitos superficiais do metal.

Os óxidos metálicos podem adotar estruturas fascinantes, como nanopartículas ou como grandes agregados poliméricos.

Este fato faz deles objeto de estudos para a síntese de materiais inteligentes, devido a sua grande área de superfície, que é utilizada para projetar dispositivos que respondem ao menor estímulo físico.

Da mesma forma, os óxidos metálicos são a matéria-prima para muitas aplicações tecnológicas, desde espelhos e cerâmicas com propriedades únicas para equipamentos eletrônicos, até painéis solares.

Exemplos

Óxidos de ferro

2Fe (s) + O₂(g) => 2FeO (s) óxido de ferro (II).

6FeO (s) + O₂(g) => 2Fe₃O₄(s) Óxido de ferro magnético.

A fé₃O₄, também conhecida como magnetita, é um óxido misto; isto significa que consiste de uma mistura sólida de FeO e Fe₂O₃.

4Fe₃O₄(s) + O₂(g) => 6Fe₂O₃(s) óxido de ferro (III).

Óxidos alcalinos e alcalino-terrosos

Tanto os metais alcalinos como os alcalinos terrosos têm um único número de oxidação, pelo que os seus óxidos são mais "simples":

-Na₂O: óxido de sódio.

-Li₂O: óxido de lítio.

-K₂O: óxido de potássio.

-CaO: óxido de cálcio.

-MgO: óxido de magnésio.

-BeO: óxido de berílio (que é um óxido anfótero)

Óxidos do grupo IIIA (13)

Os elementos do grupo IIIA (13) podem formar óxidos apenas com um número de oxidação de +3. Assim, eles têm uma fórmula química M₂O₃ e seus óxidos são os seguintes:

-Al₂O₃: óxido de alumínio.

-Ga₂O₃: óxido de gálio.

-Em₂O₃: óxido de índio

E finalmente

-Tl₂O₃: óxido de tálio.

Referências

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química (8a ed.). CENGAGE Learning, p 237.
2. AlonsoFormula. Óxidos Metálicos. Retirado de: alonsoformula.com
3. Regentes da Universidade de Minnesota (2018). Características ácido-base de óxidos de metal e não-metais. Retirado de: chem.umn.edu
4. David L. Chandler (3 de abril de 2018) Os óxidos de metal auto-reparáveis ​​podem proteger contra a corrosão. Retirado de: news.mit.edu
5. Os estados físicos e estruturas de óxidos. Retirado de: wou.edu
6. Quimitube (2012). A oxidação do ferro. Retirado de: quimitube.com
7. Química LibreTexts. Óxidos Retirado de: chem.libretexts.org
8. Kumar M. (2016) Nanoestruturas de Óxido Metálico: Crescimento e Aplicações. Em: Husain M., Khan Z. (eds) Avanços em nanomateriais. Materiais avançados estruturados, vol 79. Springer, Nova Deli