Óxido básico

Ácidos e bases
Escala de pH (e pOH)
Afinidade por próton Anfoterismo Autoionização da água Constante de dissociação ácida Constante de dissociação básica Extração ácido-base Fisiologia ácido-base Função de acidez Homeostase ácido-base pH Reação ácido-base Solução tampão
Ácidos
Brønsted–Lowry Carboxílicos Fortes Fracos Hidrácidos Lewis Minerais Orgânicos Oxiácidos Superácidos
Bases
Brønsted–Lowry Fortes Fracas Lewis Não nucleofílicas Orgânicas Óxido Superbases
v d e

Óxidos básicos são óxidos que apresentam propriedades básicas em oposição aos óxidos ácidos e

• que reagem com a água para formar uma base; ou
• reagem com um ácido para formar um sal e água, que são chamadas de reações de neutralização.

Etimologia

"Óxidos básicos" é uma palavra composta de "Básico" e "óxidos". A palavra óxidos refere-se aos compostos químicos que um ou mais átomos de oxigênio combinam com outro elemento, como H₂O ou CO₂. Com base em suas características ácido-base, os óxidos podem ser classificados em quatro categorias: óxidos ácidos, óxidos básicos e óxidos anfotéricos e óxidos neutros.

Os óxidos básicos, também chamados de anidridos básicos, que significa "uma base sem água", são geralmente formados pela reação do oxigênio com metais, especialmente alcalinos (estado de oxidação +1) e metais alcalinoterrosos (estado de oxidação +2). Ambos são óxidos iônicos e podem se dissolver em água para formar soluções básicas do hidróxido de metal, enquanto os não-metais geralmente formam óxidos ácidos. O óxido básico Li₂O torna-se LiOH básico e BaO torna-se Ba(OH)₂ após reagir com água. Em geral, a basicidade de seus óxidos aumenta quando os elementos ficam localizados na parte inferior esquerda de uma tabela periódica (grupos 1 e 2), à medida que o elemento se torna mais metálico.^[1]

Metais alcalinos (Grupo 1)

X₂O + H₂O → 2XOH (X significa grupo 1)

Metais alcalinos terrosos ( Grupo 2)

XO + H₂O → X(OH)₂ (X significa grupo 2)

Exemplos incluem:

• Óxido de sódio, que reage com a água para produzir hidróxido de sódio
• Óxido de magnésio, que reage com ácido clorídrico para formar cloreto de magnésio
• Óxido de cobre (II), que reage com ácido nítrico para formar nitrato de cobre

Formação

Exemplos de óxidos (os elementos do Grupo 1 reagem com o oxigênio):

• O lítio reage com o oxigênio para dar óxido. Li₂O

4 Li(s) + O₂(g) → 2 Li₂O(s)

• O sódio reage com o oxigênio para dar peróxido. Na₂O₂

2 Na(s) + O₂(g) → Na₂O₂(s)

• O potássio reage com o oxigênio para formar superóxido. KO₂

K(s) + O₂(g) → KO₂(s)

Propriedades

As moléculas que contêm o grupo de H-O-X podem se comportar normalmente como ácidos, mas quando o íon hidróxido é produzido, elas podem se comportar como bases.^[2] A ligação O-X permanecerá intacta e se tornará polar e a ligação O-H fraca tenderá a se quebrar, liberando um próton quando o agrupamento H-O-X for dissolvido em água. A ligação O-X se tornará iônica e se quebrará na água polar se X tiver eletronegatividade muito baixa. Por exemplo, quando o NaOH e o KOH, que são substâncias iônicas, se dissolvem na água, eles produzirão soluções básicas do cátion metálico e do íon hidróxido.Steven S.^[3] Esses princípios podem explicar o comportamento da base quando são dissolvidos em água, reconhecendo que o íon óxido tem uma alta afinidade com os prótons. A maioria dos óxidos básicos é de natureza iônica baseada na diferença de eletronegatividade do oxigênio e dos metais. A dissolução do óxido básico na água pode aumentar o pH (basicidade) da água porque os óxidos básicos liberam íons hidróxido (OH−) para a água.

Exemplos

• Todos os óxidos nos elementos do Grupo 1 e 2 são básicos (exceto BeO), eles reagem com a água para formar uma base:^[4]
  • Óxido de lítio reage com a água para produzir hidróxido de lítio: Li₂O(s) + H₂O(l) → 2 Li⁺(aq) + 2 OH⁻(aq)
  • Óxido de sódio reage com a água para produzir hidróxido de sódio: Na₂O(s) + H₂O(l) → 2 NaOH(aq)
  • Óxido de potássio reage com a água para produzir hidróxido de potássio: K₂O(s) + H₂O(l) → 2 KOH(aq)
  • Óxido de rubídio reage com água para produzir hidróxido de rubídio: Rb₂O(s) + H₂O(l) → 2 RbOH(aq)
  • óxido de césio reage com água para produzir hidróxido de césio: Cs₂O(s) + H₂O(l) → 2 CsOH(aq)
  • Óxido de francium reage com a água para produzir hidróxido de francium: Fr₂O(s) + H₂O(l) → 2 FrOH(aq)
  • Óxido de magnésio reage com a água para produzir hidróxido de magnésio: MgO(s) + H₂O(l) → Mg(OH)₂(aq)
  • Óxido de cálcio reage com água para produzir hidróxido de cálcio CaO(s) + H₂O(l) → Ca(OH)₂(aq)
  • Óxido de estrôncio reage com a água para produzir hidróxido de estrôncio: SrO(s) + H₂O(l) → Sr(OH)₂(aq)
  • Óxido de bário reage com a água para produzir hidróxido de bário: BaO(aq) + H₂O(l) → Ba(OH)₂(aq)
  • Óxido de rádio reage com a água para produzir hidróxido de rádio: RaO(aq) + H₂O(l) → Ra(OH)₂(aq)
• Algum óxido no elemento do Grupo 13 é básico, ele reage com água para formar uma base:
  • Óxido de tálio (I) reage com água para produzir hidróxido de tálio (I): Tl₂O(s) + H₂O(l) → 2 TlOH(aq)
• Algum óxido no elemento do Grupo 15 é básico, ele reage com água para formar uma base:
  • Óxido de bismuto (III) reage com a água para produzir hidróxido de bismuto (III): Bi₂O₃(s) + 3 H₂O(l) → 2 Bi(OH)₃(aq)
• Em reações de neutralização, os óxidos básicos reagem com um ácido para formar sal e água:
  • Óxido de magnésio reage com cloreto de hidrogênio (ácido) para produzir cloreto de magnésio (sal) e água: MgO + 2 HCl → MgCl₂ + H₂O
  • Óxido de sódio reage com cloreto de hidrogênio (ácido) para produzir cloreto de sódio (sal) e água: Na₂O + 2HCl → 2NaCl + H₂O
  • Hidróxido de sódio reage com cloreto de hidrogênio (ácido) para produzir cloreto de sódio (sal) e água: NaOH + HCl → NaCl + H₂O

• 
  Óxido de magnésio
• 
  Óxido de cálcio
• 
  Óxido de sódio

Referências

1. Dr.N.K.Verma; S. K. Khanna; Dr. B. Kapila (2017) [2010]. Comprehensive Chemistry XI [Química Abrangente XI] (em inglês). [S.l.]: Laxmi. 164 páginas. ISBN 8131803775 
2. Zumdahl, Steven S. (2019). Chemistry 10e (em inglês). [S.l.]: Cengage Learning. 589 páginas 
3. Zumdahl, Steven S. «Oxide». Britannica (em inglês) 
4. Atkins, P.; Overton, T.; Weller, M.; Amstrong, F. (2006). Inorganic Chemistry (em inglês). [S.l.]: Oxford University Press. pp. 263–278