Óxido

Compuesto químico donde los átomos de oxígeno se combinan con átomos de otros elementos.

Celda unitaria del rutilo , un óxido importante del titanio. Los centros de Ti(IV) son grises; los centros de oxígeno son rojos. Observe que el oxígeno forma tres enlaces con el titanio y el titanio forma seis enlaces con el oxígeno.

Un óxido ( / ˈɒksaɪd / ) 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 O2– ^con oxígeno en el estado de oxidación de -2. La mayor parte de la corteza terrestre está formada por 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 _Al2O3 ( llamada capa de pasivación ) que protege el papel 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 ecuación o 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. Tal complejidad puede surgir por la introducción de otros cationes (un ion cargado positivamente, es decir, uno que sería atraído al cátodo en la electrólisis) u otros aniones (un ion cargado negativamente). El silicato de hierro , Fe ₂ SiO ₄ , 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, por ejemplo, en tres estructuras distintas. Muchos óxidos metálicos existen en varios estados no estequiométricos. También existen muchos óxidos moleculares 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 unos pocos gases nobles. Las vías de formación de esta diversa familia de compuestos son, en consecuencia, numerosas.

Óxidos metálicos

Muchos óxidos metálicos surgen de la descomposición de otros compuestos metálicos, por ejemplo, carbonatos, hidróxidos y nitratos. En la fabricación de óxido de calcio, el carbonato de calcio (caliza) se descompone al calentarse, liberando dióxido de carbono: ^[2]

${\displaystyle {\ce {CaCO3 -> CaO + CO2}}}$

La reacción de los elementos con el oxígeno en el aire es un paso clave en la corrosión , especialmente en el uso comercial del hierro. Casi todos los elementos forman óxidos al calentarse con una atmósfera de oxígeno. Por ejemplo, el polvo de zinc se quema en el aire para dar óxido de zinc: ^[5]

${\displaystyle {\ce {2 Zn + O2 -> 2 ZnO}}}$

La producción de metales a partir de menas a menudo implica la producción de óxidos mediante la cocción (calentamiento) de minerales de sulfuro metálico en el aire. De esta manera, el MoS ₂ ( molibdenita ) se convierte en trióxido de molibdeno , el precursor de prácticamente todos los compuestos de molibdeno: ^[6]

${\displaystyle {\ce {2 MoS2 + 7 O2 -> 2MoO3 + 4 SO2}}}$

Los metales nobles (como el oro y el platino ) son apreciados porque resisten la combinación química directa con el oxígeno. ^[2]

${\displaystyle {\ce {NiS + 3/2 O2 -> NiO + SO2}}}$

Óxidos no metálicos

Los óxidos no metálicos más importantes y frecuentes son el dióxido de carbono y el monóxido de carbono . Estas especies se forman tras la oxidación total o parcial del carbono o de los hidrocarburos. Con una deficiencia de oxígeno, el monóxido se produce: ^[2]

${\displaystyle {\ce {CH4 + 3/2 O2 -> CO + 2 H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {C + 1/2 O2 -> CO}}}$

Con exceso de oxígeno, el dióxido es el producto, la vía procede por intermediación del monóxido de carbono:

${\displaystyle {\ce {CH4 + 2 O2 -> CO2 + 2 H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {C + O2 -> CO2}}}$

El nitrógeno elemental ( N ₂ ) es difícil de convertir en óxidos, pero la combustión del amoníaco produce óxido nítrico, que reacciona además con el oxígeno:

${\displaystyle {\ce {4 NH3 + 5 O2 -> 4 NO + 6 H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {NO + 1/2 O2 -> NO2}}}$

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 por oxidación del azufre a dióxido de azufre , que se oxida por separado a trióxido de azufre : ^[8]

${\displaystyle {\ce {S + O2 -> SO2}}}$

${\displaystyle {\ce {SO2 + 1/2 O2 -> SO3}}}$

Finalmente, el trióxido se convierte en ácido sulfúrico mediante una reacción de hidratación :

${\displaystyle {\ce {SO3 + H2O -> H2SO4}}}$

Estructura

Los óxidos tienen 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 las 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, N ₂ O, NO ₂ y N ₂ O ₄ . El pentóxido de fósforo es un óxido molecular más complejo con un nombre engañoso, la fórmula real es P ₄ O ₁₀ . Los tetróxidos son raros, con algunos ejemplos más comunes siendo el tetróxido de rutenio , el tetróxido de osmio y el tetróxido de xenón . ^[2]

Reacciones

Reducción

La reducción de óxido metálico a metal se practica a gran escala en la producción de algunos metales. Muchos óxidos metálicos se convierten en metales simplemente mediante el calentamiento (véase Descomposición térmica ). Por ejemplo, el óxido de plata se descompone a 200 °C: ^[10]

${\displaystyle {\ce {2 Ag2O -> 4 Ag + O2}}}$

Sin embargo, la mayoría de las veces, los óxidos metálicos se reducen mediante un reactivo químico. Un agente reductor común y barato es el carbono en forma de coque . El ejemplo más destacado es el de la fundición de mineral de hierro . Hay muchas reacciones involucradas, pero la ecuación simplificada suele mostrarse como: ^[2]

${\displaystyle {\ce {2 Fe2O3 + 3 C -> 4 Fe + 3 CO2}}}$

Algunos óxidos metálicos se disuelven en presencia de agentes reductores, que pueden incluir compuestos orgánicos. La disolución reductora de óxidos férricos es parte integral de fenómenos geoquímicos como el ciclo del hierro . ^[11]

Hidrólisis y disolución

Debido a que los enlaces MO suelen ser fuertes, los óxidos metálicos tienden a ser insolubles en solventes, aunque pueden ser atacados por ácidos y bases acuosos. ^[2]

^{La disolución} de óxidos a menudo produce oxianiones . La adición de una base acuosa a P4O10 produce varios fosfatos . La adición de una base acuosa a _{MoO3 produce} polioxometalatos . Los oxicationes son más raros, algunos ejemplos son _el nitrosonio ( NO + ), el vanadilo ( VO2 + ⁾ y el uranilo ( UO2+2). Por supuesto, se conocen muchos compuestos con óxidos y otros grupos. En química orgánica , estos incluyen cetonas y muchos compuestos carbonílicos relacionados . Para los metales de transición, se conocen muchos complejos oxo , así como oxihaluros . ^[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 para ese elemento. Incluso la fórmula química de O ₄ , tetraoxígeno , es predecible como un elemento del grupo 16 . Una excepción es el cobre , para el cual el óxido en el estado de oxidación más alto es óxido de cobre (II) y no óxido de cobre (I) . Otra excepción es el fluoruro , que no existe como uno podría esperar, como F ₂ O ₇ , sino como OF 2 . ^[12]

Véase también

• Otros iones de oxígeno ozónido , O−3, superóxido , O−2, peróxido , O2−2y dioxigenilo , O+2.
• Subóxido
• Oxohaluro
• Oxianión
• Óxido complejo
• Consulte Categoría:Óxidos para obtener una lista de óxidos.
• Sal
• Electrones húmedos

Referencias

1. Hein, Morris; Arena, Susan (2006). Fundamentos de química universitaria (12.ª ed.). Wiley. ISBN 978-0-471-74153-4.
2. Greenwood, NN; y Earnshaw, A. (1997). Química de los elementos (2.ª ed.), Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4 . 
3. CNR Rao, B. Raveau (1995). Óxidos de metales de transición . Nueva York: VCH. ISBN 1-56081-647-3.
4. Roesky, Herbert W.; Haiduc, Ionel; Hosmane, Narayan S. (2003). "Óxidos organometálicos de elementos del grupo principal y de transición que reducen el tamaño de los sólidos inorgánicos a pequeños fragmentos moleculares". Chem. Rev. 103 ( 7): 2579–2596. doi :10.1021/cr020376q. PMID  12848580.
5. Graf, Günter G. (2000). "Zinc". Enciclopedia de química industrial de Ullmann . doi :10.1002/14356007.a28_509. ISBN 3-527-30673-0.
6. Roger F. Sebenik; et al. (2005). "Molibdeno y compuestos de molibdeno". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry . Weinheim: Wiley-VCH. doi :10.1002/14356007.a16_655. ISBN 978-3527306732.
7. 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.
8. Müller, Hermann (2000). "Ácido sulfúrico y trióxido de azufre". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry . Weinheim: Wiley-VCH. doi :10.1002/14356007.a25_635. ISBN 3527306730.
9. PA Cox (2010). Óxidos de metales de transición. Introducción a su estructura electrónica y propiedades . Oxford University Press. ISBN 978-0-19-958894-7.
10. "Óxido de plata".
11. Cornell, RM; Schwertmann, U. (2003). Los óxidos de hierro: estructura, propiedades, reacciones, ocurrencias y usos, segunda edición . p. 323. doi :10.1002/3527602097. ISBN 978-3-527-30274-1.
12. 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.