Òxit no metàlic
Un òxit no metàlic és un compost binario format per la combinació del oxigen en un no metal [1] per mig d'un enllaç covalente lo que fa que siguen substàncies de baix punt de fusió i d'ebullició, fins al punt de que molts d'ells són gasos en condiciones normals de pressió i temperatura o líquits de baix punt d'ebullició, en excepció del pentóxido de yodo(V), I2O5, que és un sòlit blanc i alguna atra més. Alguns d'estos òxits poden reaccionar en l'aigua per a formar àcits oxácidos. En estos casos també se'ls coneix com a anhídrit o més generalment, com òxits àcits, ya que poden reaccionar directament en les bases per a formar sals. També existixen òxits no metàlics de caràcter neutre, és dir, que no formen oxácidos ni reaccionen en substàncies bàsiques per a formar sals, com és el cas del monòxit de carbono, CO o el monòxit de nitrogen, NO.[2]
Propietats físiques
[editar | editar còdic]Els òxits no metàlics poden presentar-se en qualsevol dels tres estats d'agregació, pero lo més freqüent és que en condicions normals de pressió i temperatura, es troben en estat gaseós. Açò és degut a que són molècules covalente, de menut tamany i poc polars, per lo que presenten punts de fusió i d'ebullició relativament baixos. Respecte a atres propietats físiques, cal dir que quan es troben en estat sòlit, carixen de lluentor metàlica. En el seu estat normal d'agregació poden presentar diversos colors, encara que entre els gasos predominen els de aspecte incoloro. Els sòlits solen ser més trencadiços i en diferents graus de durea. Tampoc són bons conductors de la calor i de l'electricitat.[3]
Formació i propietats químiques
[editar | editar còdic]La majoria dels òxits d'elements no metàlics es formen per reacció directa entre l'element i l'oxigen. En els casos en que l'element no metàlic puga presentar diferents estats d'oxidació, es forma preferentment l'òxit corresponent a l'estat d'oxidació més estable. Aixina, per eixemple, en el cas del carbono, l'estat del qual d'oxidació més estable és (IV), es forma preferentment diòxit de carbono (CO2):
mentres que l'atre òxit possible, el del C(II), el monòxit de carbono (CO), solament es forma en condicions de reacció en les que l'oxigen es troba en dèficit.
Que en ser menys estable que el diòxit, tendix a oxidarse fins a alcançar l'estat d'oxidació més estable:
Situacions similars es donen per a atres elements no metàlics, com per eixemple els òxits de fòsfor. Si es crema fosforo en una atmòsfera normal, es produïx l'oxidació completa del fòsfor, formant òxit de fosforo(V), ya que este és l'estat d'oxidació més estable, mentres que per a obtindre el oxido de fòsfor(III), la combustió deu realisar-se en dèficit d'aire.[4]
En el grup de l'oxigen, els no metals, sofre i seleni, els estats del qual d'oxidació més estable és el (IV), en reaccionar en l'oxigen, per eixemple durant la combustió dels elements respectius, es forma el diòxit corresponent, mentres que per a obtindre els trióxidos, relativament estables, és necessari oxidar estos.[4]
La formació d'òxits de nitrogen per reacció directa en l'oxigen, és una excepció a esta regla general de formació dels òxits en l'estat d'oxidació més estable. En la majoria dels composts de nitrogen, este es troba en estat d'oxidació (V), sobretot les seues oxisales (nitrat) , no obstant, l'oxidació directa del nitrogen molecular produïx monòxit de nitrogen, NO, que posteriorment continua oxidándose, més llentament fins a donar NO2. El òxit de nitrogen(III) o anhídrit nitroso, N2O3, s'obté en comprimir i gelar una mescla equimolecular de NO i NO2 fins a l'estat líquit, descomponent-se de nou quan torna a l'estat gaseós. L'anhídrit nítric o òxit de nitrogen(V), N2O5, solament és possible obtindre-ho per deshidratació del àcit nítric en pentóxido de fosforo.[4] En el cas del nitrogen també existix el òxit de dinitrógeno, N2O, que s'obté per reacció d'amoníac en àcit nítric.
Els elements halógenos, per la seua elevada electronegatividad, el seu estat d'oxidació més estable i habitual és (-I) pero, aixina i tot, poden formar òxits, puix en excepció del flúor, tots són alguna cosa menys electronegativos que l'oxigen. Es coneixen varis òxits de halógenos, alguns en estats d'oxidació (VII) que és el màxim que es pot trobar en este grup d'elements. No obstant, estos òxits no s'obtenen per reacció de l'element en el oxigen molecular, O2; sino que es requerix l'ocupació de diferents reactius. El òxit de clor(I) i el de Br(I) s'obtenen per reacció en el òxit de mercuri(II).[5]
Uns atres s'obtenen per reducció d'alguna oxisal, com el diòxit de clor(IV), que s'obté a partir del clorato:
Atres òxits en major estat d'oxidació s'obtenen per reacció en el ozon, O3, mentres que els anhídrit Cl2O7 i I2O5 es preparen per deshidratació dels corresponents àcit.[4]
Finalment, es coneixen combinacions de l'oxigen en el xenón com el trióxido de xenón, XeO3 o el tetraóxido de xenón, XeO4, molt inestables i propensos a explotar, donada la gran tendència que tenen els gasos nobles a no formar combinacions en atres elements. També es coneixen algunes combinacions del flúor en l'oxigen. No obstant, encara que en alguns tractats de química se'ls denomina "òxits", estrictament són fluorur d'oxigen, ya que el flúor es troba en estat d'oxidació (-I), com en qualsevol fluorur, forçant a l'oxigen a oxidarse fins a l'estat (I) o (II). Es coneixen varis d'estos composts, dels quals, el difluoruro, OF2, un gas incoloro, és l'únic que està termodinámicamente pròxim a ser estable.[4] Sense embargament, reacciona fàcilment en varis agents reductors. Per eixemple, quan es dissol en aigua, produïx llentament oxigen segons la reacció:[5]
En esta reacció, l'oxigen de l'aigua (-II) es oxida mentres que l'oxigen del fluorur en estat d'oxidació (II) es reduïx, formant, entre abdós, oxigen molecular (dioxígeno), mentres que el fluorur i l'hidrogen permaneixen en el seu estat d'oxidació habitual.
Molts dels òxits de no metals reaccionen en l'aigua per a formar el respectiu àcit oxácido, d'ahí, que en la nomenclatura clàssica se'ls conega en el nom de anhídrit, és dir "sense aigua". Aixina, per eixemple, la dissolució acuosa del diòxit de sofre és l'àcit sulfuroso:
o la del pentóxido de difósforo (P2O5) o millor, el seu dímer (P4O10) dona lloc al àcit ortofosfórico:
Estos òxits anhídrit d'àcit, tenen propietats àcides, per lo que reaccionen en les bases per a formar sals. Molt conegut és el cas de la carbonatació de la moixa caustica, en la que esta substància, en contacte en l'aire, reacciona llentament en el CO2 present, per a formar carbonat de sodi i aigua, una típica reacció àcit-base:
En conseqüència, els òxits no metàlics que tenen propietats àcides també se'ls coneix en el nom d'òxits àcits, encara que cal dir que no tots els òxits no metàlics són òxits àcits. Hi ha alguns que no reaccionen en l'aigua o en les bases, mostrant caràcter neutre, com ocorre en el monòxit de carbono (CO) o l'òxit nitroso (N2O) i uns atres que tenen caràcter anfótero, com l'aigua (H2O).[6]
Referències
[editar | editar còdic]- ↑ «Òxits no metàlics - EcuRed» (en és). www.ecured.cu. Consultat el 2025-07-12.
- ↑ Sharp, D. W. A. (1988). «òxit», MIALL. Diccionari de química, Madrit: Alhambra. ISBN 84-205-1737-2.
- ↑ Enciclopèdia d'eixemples. «Òxits No Metàlics» (en és-es). Consultat el 2025-07-12.
- ↑ 4,0 4,1 4,2 4,3 4,4 Mackay, K.M.; Mackay, {{{nom2}}} (1974). «Cap. 15. Els elements del bloc "p"», Introducció a la química inorgànica moderna, Barcelona: Reverté. ISBN 84-291-7329-3.
- ↑ 5,0 5,1 MAHAN, Bruce M.; MYERS, Rollie J. (1990). «Cap.15.3. LOS ELEMENTOS DEL GRUPO VIIA», QUlMlCA. Curs universitari, 4 edició, Wilmington, Delaware: Addison-Wesley Iberoamericana. ISBN 0-201-64419-3.
- ↑ Adriana González. «Òxits no metàlics». Lifeder. Consultat el 2025-07-24.
- Este artícul conté una traducció derivada de «Óxido no metálico» de Wikipedia en castellà publicada baix la Llicència de documentació lliure de GNU i la Llicència Creative Commons Reconeiximent-CompartirIgual 4.0 Internacional.