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Un óxido ( / ˈ ɒ k s aɪ d / ) es un compuesto químico que contiene al menos un átomo de oxígeno y otro elemento [ 1 ] en su fórmula química . El "óxido" en sí es el dianión (anión con una carga neta de −2) del oxígeno, un ion O 2− con oxígeno en estado de oxidación de −2. La mayor parte de la corteza terrestre está compuesta de óxidos. Incluso los materiales considerados elementos puros a menudo desarrollan una capa de óxido. Por ejemplo, el papel de aluminio desarrolla una fina capa de Al 2 O 3 (llamada capa de pasivación ) que lo protege de una mayor oxidación . [ 2 ]
Estequiometría
Los óxidos son extraordinariamente diversos en términos de estequiometrías (la relación medible entre los reactivos y las ecuaciones químicas de una reacción) y en términos de las estructuras de cada estequiometría. La mayoría de los elementos forman óxidos de más de una estequiometría. Un ejemplo bien conocido es el monóxido de carbono y el dióxido de carbono . [ 2 ] Esto se aplica a los óxidos binarios , es decir, compuestos que contienen solo óxido y otro elemento. Mucho más comunes que los óxidos binarios son los óxidos de estequiometrías más complejas. Dicha complejidad puede surgir por la introducción de otros cationes (un ion con carga positiva, es decir , uno que sería atraído por el cátodo en la electrólisis) u otros aniones (un ion con carga negativa). El silicato de hierro , Fe₂SiO₄ , el mineral fayalita , es uno de los muchos ejemplos de un óxido ternario. Para muchos óxidos metálicos, también existen las posibilidades de polimorfismo y no estequiometría . [ 3 ] Los dióxidos de titanio de importancia comercial existen en tres estructuras distintas, por ejemplo. Muchos óxidos metálicos existen en diversos estados no estequiométricos. Muchos óxidos moleculares también existen con diversos ligandos. [ 4 ]
Para simplificar, la mayor parte de este artículo se centra en los óxidos binarios.
Formación
Los óxidos están asociados a todos los elementos, excepto a algunos gases nobles. Por consiguiente, las vías de formación de esta diversa familia de compuestos son numerosas.
Óxidos metálicos
Muchos óxidos metálicos surgen por descomposición de otros compuestos metálicos, por ejemplo, carbonatos , hidróxidos y nitratos . En la formación de óxido de calcio , el carbonato de calcio ( piedra caliza ) se descompone al calentarse, liberando dióxido de carbono: [ 2 ]
- CaCO₃ → CaO + CO₂
La reacción de los elementos con el oxígeno del aire es un paso clave en la corrosión , especialmente relevante para el uso comercial del hierro. Casi todos los elementos forman óxidos al calentarse en atmósfera de oxígeno. Por ejemplo, el polvo de zinc arde en el aire para dar óxido de zinc : [ 5 ]
- 2 Zn + O 2 → 2 ZnO
La producción de metales a partir de minerales a menudo implica la producción de óxidos mediante la tostación (calentamiento) de minerales de sulfuro metálico en aire. De esta manera, el MoS₂ ( molibdenita ) se convierte en trióxido de molibdeno , precursor de prácticamente todos los compuestos de molibdeno: [ 6 ]
- 2 MoS 2 + 7 O 2 → 2 MoO 3 + 4 SO 2
Los metales nobles (como el oro y el platino ) son apreciados porque resisten la combinación química directa con el oxígeno. [ 2 ]
Óxidos no metálicos
Los óxidos no metálicos importantes y frecuentes son el dióxido de carbono y el monóxido de carbono . Estas especies se forman por oxidación total o parcial del carbono o los hidrocarburos. Con una deficiencia de oxígeno, se produce el monóxido: [ 2 ]
- 2 CH 4 + 3 O 2 → 2 CO + 4 H 2 O
- 2 C + O 2 → 2 CO
Con exceso de oxígeno, el dióxido es el producto, y la reacción se produce a través del monóxido de carbono como intermediario:
- CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
- C + O 2 → CO 2
El nitrógeno elemental ( N₂ ) es difícil de convertir en óxidos, pero la combustión del amoníaco produce óxido nítrico , que a su vez reacciona con el oxígeno:
- 4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O
- 2 NO + O 2 → 2 NO 2
Estas reacciones se practican en la producción de ácido nítrico , un producto químico básico. [ 7 ]
El producto químico que se produce a mayor escala industrialmente es el ácido sulfúrico . Se produce mediante la oxidación del azufre a dióxido de azufre , que se oxida por separado a trióxido de azufre : [ 8 ]
- S + O 2 → SO 2
- 2 SO 2 + O 2 → 2 SO 3
Finalmente, el trióxido se convierte en ácido sulfúrico mediante una reacción de hidratación :
- SO₃ + H₂O → H₂SO₄
Estructura
Los óxidos presentan una variedad de estructuras, desde moléculas individuales hasta estructuras poliméricas y cristalinas . En condiciones estándar, los óxidos pueden variar desde sólidos hasta gases. Los óxidos sólidos de metales suelen tener estructuras poliméricas en condiciones ambientales. [ 9 ]
Óxidos moleculares
- Algunos óxidos gaseosos importantes
El dióxido de carbono es el principal producto de la combustión de combustibles fósiles.
El monóxido de carbono es el producto de la combustión incompleta de combustibles a base de carbono y un precursor de muchos productos químicos útiles.
El dióxido de nitrógeno es un contaminante problemático procedente de los motores de combustión interna.
El dióxido de azufre , el principal óxido de azufre , es emitido por los volcanes.
El óxido nitroso ("gas de la risa") es un potente gas de efecto invernadero producido por bacterias del suelo.
Aunque la mayoría de los óxidos metálicos son sólidos cristalinos, muchos óxidos no metálicos son moléculas. Ejemplos de óxidos moleculares son el dióxido de carbono y el monóxido de carbono . Todos los óxidos simples de nitrógeno son moleculares, por ejemplo, NO , N₂O , NO₂ y N₂O₄ . El pentóxido de fósforo es un óxido molecular más complejo con un nombre engañoso, ya que su fórmula real es P₄O₁₀ . Los tetróxidos son raros ; algunos ejemplos más comunes son el tetróxido de rutenio , el tetróxido de osmio y el tetróxido de xenón . [ 2 ]
Reacciones
Reducción
La reducción de óxidos metálicos a metales se practica a gran escala en la producción de algunos metales. Muchos óxidos metálicos se convierten en metales simplemente por calentamiento ( descomposición térmica ). Por ejemplo, el óxido de plata se descompone a 200 °C: [ 10 ]
- 2 Ag 2 O → 4 Ag + O 2
Sin embargo, lo más frecuente es que los óxidos metálicos se reduzcan mediante un reactivo químico. Un agente reductor común y económico es el carbono en forma de coque . El ejemplo más destacado es el de la fundición de mineral de hierro . En este proceso intervienen muchas reacciones, pero la ecuación simplificada suele representarse como: [ 2 ]
- 2 Fe 2 O 3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO 2
Algunos óxidos metálicos se disuelven en presencia de agentes reductores, que pueden incluir compuestos orgánicos. La disolución reductiva de óxidos férricos es fundamental para fenómenos geoquímicos como el ciclo del hierro . [ 11 ]
Hidrólisis y disolución
Debido a que los enlaces M–O suelen ser fuertes, los óxidos metálicos tienden a ser insolubles en disolventes, aunque pueden ser atacados por ácidos y bases acuosos. [ 2 ]
La disolución de óxidos suele generar oxianiones . La adición de una base acuosa a P₄O₁₀ produce diversos fosfatos . La adición de una base acuosa a MoO₃ produce polioxometalatos . De manera similar, los compuestos de peróxido metálico , por ejemplo [ K₄Ti (O₂ ) ₄ ] , se forman por reacción de los óxidos metálicos con una solución alcalina de peróxido de hidrógeno . [ 12 ]
Los oxicationes son relativamente raros; un ejemplo es el nitrosonio ( NO + ). Algunos oxicationes, como el vanadilo , se representan ocasionalmente con fórmulas abreviadas como VO2 + . De hecho, VO2 + es un complejo acuoso [ VO(H2O ) 5 ] 2+ . De manera similar, el uranilo ( UO2 + 2 ) se refiere a cationes hidratados. Relacionados con los oxicationes están los oxihaluros , como el oxitricloruro de vanadio ( VOCl3 ) . [ 2 ]
Nomenclatura y fórmulas
Las fórmulas químicas de los óxidos de los elementos químicos en su estado de oxidación más alto son predecibles y se derivan del número de electrones de valencia de dicho elemento. Incluso la fórmula química del O₄ , tetraoxígeno , es predecible como elemento del grupo 16. Una excepción es el cobre , cuyo óxido en el estado de oxidación más alto es el óxido de cobre(II) y no el óxido de cobre(I) . Otra excepción es el fluoruro , que no existe como cabría esperar —como F₂O₇— sino como OF₂ . [ 13 ]
Véase también
- Otros iones de oxígeno: ozónido ( O − 3 ), superóxido ( O − 2 ), peróxido ( O 2− 2 ) y dioxigenilo ( O + 2 ).
- Subóxido
- Oxohaluro
- Oxianión
- Óxido complejo
- Consulte la plantilla:Óxidos para obtener una lista de óxidos.
- Sal
- Electrones húmedos
Referencias
- ↑ Hein, Morris; Arena, Susan (2006). Fundamentos de química universitaria (12.ª ed.). Wiley. ISBN 978-0-471-74153-4.
- 1 2 3 4 5 6 7 8 9 Greenwood, NN; & Earnshaw, A. (1997). Química de los elementos (2.ª ed.), Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4.
- ↑ CNR Rao, B. Raveau (1995). Óxidos de metales de transición . Nueva York: VCH. ISBN 1-56081-647-3.
- ↑ Roesky, Herbert W.; Haiduc, Ionel; Hosmane, Narayan S. (2003). "Óxidos organometálicos de elementos de los grupos principales y de transición que reducen el tamaño de sólidos inorgánicos a pequeños fragmentos moleculares". Chem. Rev. 103 ( 7): 2579– 2596. doi : 10.1021/cr020376q . PMID 12848580 .
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- ↑ Roger F. Sebenik; et al. (2005). "Molibdeno y compuestos de molibdeno". Enciclopedia de química industrial de Ullmann . Weinheim: Wiley-VCH. doi : 10.1002/14356007.a16_655 . ISBN 978-3527306732.
- ↑ Thiemann, Michael; Scheibler, Erich; Wiegand, Karl Wilhelm (2000). "Ácido nítrico, ácido nitroso y óxidos de nitrógeno". Enciclopedia de química industrial de Ullmann . Weinheim: Wiley-VCH. doi : 10.1002/14356007.a17_293 . ISBN 978-3527306732.
- ↑ Müller, Hermann (2000). «Ácido sulfúrico y trióxido de azufre». Enciclopedia de química industrial de Ullmann . Weinheim: Wiley-VCH. doi : 10.1002/14356007.a25_635 . ISBN 3527306730.
- ↑ PA Cox (2010). Óxidos de metales de transición. Una introducción a su estructura electrónica y propiedades . Oxford University Press. ISBN 978-0-19-958894-7.
- ↑ "Óxido de plata" .
- ↑ Cornell, RM; Schwertmann, U. (2003). Los óxidos de hierro: estructura, propiedades, reacciones, ocurrencias y usos, segunda edición . pág. 323. doi : 10.1002/3527602097 . ISBN 978-3-527-30274-1.
- ↑ Bach, Karlie; Garrido Ribó, Eduard; Hirschi, Jacob S.; Mao, Zhiwei; Nord, Makenzie T.; Zakharov, Lev N.; Goulas, Konstantinos A.; Zuehlsdorff, Tim J.; Nyman, May (2025). "Tetraperoxotitanatos para la captura directa de dióxido de carbono del aire de alta capacidad". Química de los materiales . 37 : 48–61 . doi : 10.1021/acs.chemmater.4c01795 .
- ↑ Schultz, Emeric (2005). "Aprovechamiento total del potencial de la tabla periódica mediante el reconocimiento de patrones". J. Chem. Educ . 82 (11): 1649. Bibcode : 2005JChEd..82.1649S . doi : 10.1021/ed082p1649 .
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