Óxido
Un óxido de ( / ɒ k s aɪ d / ) es un compuesto químico que contiene al menos un oxígeno átomo y otro elemento de [1] en su fórmula química . El "óxido" en sí mismo es el dianión de oxígeno, un ion O 2– (molecular). Por tanto, los óxidos metálicos contienen típicamente un anión de oxígeno en el estado de oxidación de -2. La mayor parte de la corteza terrestre está formada por óxidos sólidos, resultado de la oxidación de elementos.por el oxígeno en el aire o en el agua . Incluso los materiales considerados elementos puros a menudo desarrollan una capa de óxido. Por ejemplo, el papel de aluminio desarrolla una capa delgada de Al 2 O 3 (llamada capa de pasivación ) que protege al papel de una mayor corrosión . [2] Ciertos elementos pueden formar múltiples óxidos, difiriendo en las cantidades del elemento que se combinan con el oxígeno. Los ejemplos son carbono , hierro , nitrógeno (ver óxido de nitrógeno ), silicio , titanio , litio yAluminio . En tales casos, los óxidos se distinguen especificando el número de átomos involucrados, como en el monóxido de carbono y el dióxido de carbono , o especificando el número de oxidación del elemento , como en el óxido de hierro (II) y el óxido de hierro (III) .
Formación
Debido a su electronegatividad , el oxígeno forma enlaces químicos estables con casi todos los elementos para dar los óxidos correspondientes. Los metales nobles (como el oro o el platino ) son apreciados porque resisten la combinación química directa con el oxígeno, y sustancias como el óxido de oro (III) deben generarse por rutas indirectas.
Dos vías independientes para la corrosión de elementos son la hidrólisis y la oxidación por oxígeno. La combinación de agua y oxígeno es aún más corrosiva. Prácticamente todos los elementos se queman en una atmósfera de oxígeno o en un ambiente rico en oxígeno. En presencia de agua y oxígeno (o simplemente aire), algunos elementos, el sodio, reaccionan rápidamente para dar los hidróxidos. En parte, por esta razón, los metales alcalinos y alcalinotérreos no se encuentran en la naturaleza en su forma metálica, es decir, nativa. El cesio es tan reactivo con el oxígeno que se utiliza como captador en tubos de vacío y en soluciones de potasio y sodio, las denominadas NaK.se utilizan para desoxigenar y deshidratar algunos disolventes orgánicos. La superficie de la mayoría de los metales se compone de óxidos e hidróxidos en presencia de aire. Un ejemplo bien conocido es el papel de aluminio , que se recubre con una fina película de óxido de aluminio que pasiva el metal, retardando aún más la corrosión . La capa de óxido de aluminio se puede construir con un mayor espesor mediante el proceso de anodización electrolítica . Aunque el magnesio y el aluminio sólidos reaccionan lentamente con el oxígeno en STP , como la mayoría de los metales, se queman en el aire y generan temperaturas muy altas. Los polvos de grano fino de la mayoría de los metales pueden ser peligrosamente explosivos en el aire. En consecuencia, a menudo se utilizan encohetes de combustible sólido .
En el oxígeno seco, el hierro forma fácilmente óxido de hierro (II) , pero la formación de óxidos férricos hidratados, Fe 2 O 3− x (OH) 2 x , que comprenden principalmente óxido, generalmente requiere oxígeno y agua. La producción de oxígeno libre por parte de bacterias fotosintéticas hace unos 3.500 millones de años precipitó el hierro de la solución en los océanos como Fe 2 O 3 en la hematita de mineral de hierro de importancia económica .
Estructura
Los óxidos tienen una variedad de estructuras diferentes, desde moléculas individuales hasta estructuras poliméricas y cristalinas . En condiciones estándar, los óxidos pueden variar de sólidos a gases.
Óxidos de metales
Los óxidos de la mayoría de los metales adoptan estructuras poliméricas . [3] El óxido normalmente une tres átomos de metal (p. Ej., Estructura de rutilo) o seis átomos de metal ( estructuras de carborundo o sal de roca ). Debido a que los enlaces MO son típicamente fuertes y estos compuestos son polímeros reticulados , los sólidos tienden a ser insolubles en solventes, aunque son atacados por ácidos y bases. Las fórmulas son a menudo engañosamente simples, donde muchos son compuestos no estequiométricos . [2]
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 es un precursor de muchas sustancias químicas útiles.
El dióxido de nitrógeno es un contaminante problemático 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 poliméricos , algunos óxidos son moléculas. Ejemplos de óxidos moleculares son dióxido de carbono y 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, siendo la fórmula real P 4 O 10 . Algunos óxidos poliméricos se despolimerizan cuando se calientan para dar moléculas, por ejemplo, el dióxido de selenio y el trióxido de azufre.. Los tetróxidos son raros. Los ejemplos más comunes: tetróxido de rutenio , tetróxido de osmio y tetróxido de xenón .
Se conocen muchos oxianiones , como polifosfatos y polioxometalatos . Las oxidaciones son más raras, algunos ejemplos son el nitrosonio (NO + ), el vanadilo (VO 2+ ) y el uranilo ( UO2+
2). Por supuesto, se conocen muchos compuestos tanto con óxidos como con otros grupos. En química orgánica , estos incluyen cetonas y muchos compuestos carbonílicos relacionados . Para los metales de transición, se conocen muchos oxocomplejos así como oxihaluros .
Reducción
La conversión de un óxido metálico en metal se llama reducción. La reducción puede ser inducida por muchos reactivos. Muchos óxidos metálicos se convierten en metales simplemente por calentamiento.
Reducción por carbono
Los metales se "extraen" de sus óxidos mediante reducción química, es decir, mediante la adición de 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 generalmente se muestra como: [2]
- 2 Fe 2 O 3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO 2
Los óxidos metálicos pueden reducirse mediante compuestos orgánicos. Este proceso redox es la base de muchas transformaciones importantes en la química, como la desintoxicación de fármacos por las enzimas P450 y la producción de óxido de etileno , que se convierte en anticongelante. En tales sistemas, el centro metálico transfiere un ligando de óxido al compuesto orgánico seguido de la regeneración del óxido metálico, a menudo por oxígeno en el aire.
Reducción por calentamiento
Los metales que son más bajos en la serie de reactividad se pueden reducir calentando solo. Por ejemplo, el óxido de plata se descompone a 200 ° C: [4]
- 2 Ag 2 O → 4 Ag + O 2
Reducción por desplazamiento
Los metales que son más reactivos desplazan el óxido de los metales que son menos reactivos. Por ejemplo, el zinc es más reactivo que el cobre , por lo que desplaza al óxido de cobre (II) para formar óxido de zinc :
- Zn + CuO → ZnO + Cu
Reducción por hidrógeno
Además de los metales, el hidrógeno también puede desplazar los óxidos metálicos para formar óxido de hidrógeno , también conocido como agua:
- H 2 + CuO → Cu + H 2 O
Reducción por electrólisis
Dado que los metales que son reactivos forman óxidos que son estables, algunos óxidos metálicos deben electrolizarse para reducirse. Esto incluye óxido de sodio , óxido de potasio , óxido de calcio , óxido de magnesio , y óxido de aluminio . Los óxidos deben fundirse antes de sumergir los electrodos de grafito en ellos:
- 2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2
Hidrólisis y disolución
Los óxidos suelen reaccionar con ácidos o bases , a veces con ambos. Aquellos que reaccionan solo con ácidos se etiquetan como óxidos básicos. Aquellos que reaccionan solo con bases se denominan "óxidos ácidos". Los óxidos que reaccionan con ambos son anfóteros . Los metales tienden a formar óxidos básicos, los no metales tienden a formar óxidos ácidos y los óxidos anfóteros están formados por elementos cerca del límite entre metales y no metales ( metaloides ). Esta reactividad es la base de muchos procesos prácticos, como la extracción de algunos metales de sus minerales en el proceso llamado hidrometalurgia .
Los óxidos de elementos más electropositivos tienden a ser básicos. Se llaman anhídridos básicos . Expuestos al agua, pueden formar hidróxidos básicos . Por ejemplo, el óxido de sodio es básico: cuando se hidrata, forma hidróxido de sodio . Los óxidos de elementos más electronegativos tienden a ser ácidos. Se denominan "anhídridos de ácido"; agregando agua, forman oxoácidos . Por ejemplo, el heptóxido de dicloro es un anhídrido de ácido; El ácido perclórico está en su forma completamente hidratada. Algunos óxidos pueden actuar tanto como ácidos como como base. Son anfóteros . Un ejemplo es el óxido de aluminio.. Algunos óxidos no se comportan ni como ácidos ni como base.
El ion óxido tiene la fórmula O 2− . Es la base conjugada del ion hidróxido , OH , y se encuentra en sólidos iónicos como el óxido de calcio . El O 2− es inestable en solución acuosa ; su afinidad por H + es tan grande (p K b ~ −38) que extrae un protón de una molécula de H 2 O disolvente :
- O 2− + H 2 O → 2 OH -
La constante de equilibrio de las reacciones mencionadas es p K eq ~ −22
En el siglo XVIII, los óxidos se denominaron cálices o calces por el proceso de calcinación utilizado para producir óxidos. Calx fue reemplazado más tarde por oxyd .
Disolución reductora
La disolución reductora de un óxido de metal de transición ocurre cuando la disolución se acopla a un evento redox . [5] Por ejemplo, los óxidos férricos se disuelven en presencia de reductores, que pueden incluir compuestos orgánicos. [6] o bacterias [7] La disolución reductora es parte integral de fenómenos geoquímicos como el ciclo del hierro . [8]
La disolución reductora no ocurre necesariamente en el sitio donde se adsorbe el reductor. En cambio, el electrón añadido viaja a través de la partícula, provocando una disolución reductora en otras partes de la partícula. [9] [10]
Nomenclatura y fórmulas
A veces, las relaciones metal-oxígeno se utilizan para nombrar óxidos. Así, NbO se llamaría monóxido de niobio y TiO 2 es dióxido de titanio . Este nombre sigue los prefijos numéricos griegos . En la literatura más antigua y continuando en la industria, los óxidos se nombran agregando el sufijo -a al nombre del elemento. Por tanto, alúmina, magnesia y cromia son, respectivamente, Al 2 O 3 , MgO y Cr 2 O 3 .
Los tipos especiales de óxidos son el peróxido , O2−
2, y superóxido , O-
2. En tales especies, al oxígeno se le asignan estados de oxidación más altos (menos negativos) que al óxido.
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 del O 4 , tetraoxígeno , es predecible como elemento del grupo 16 . Una excepción es el cobre , para el cual el óxido en 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 F 2 O 7, sino como OF 2 .[11]
Dado que el flúor es más electronegativo que el oxígeno, el difluoruro de oxígeno (OF 2 ) no representa un óxido de flúor, sino un fluoruro de oxígeno.
Ejemplos de óxidos
La siguiente tabla da ejemplos de óxidos que se encuentran comúnmente. Solo se dan algunos representantes, ya que el número de iones poliatómicos encontrados en la práctica es muy grande.
| Nombre | Fórmula | Encontrado / Uso |
|---|---|---|
| Agua (óxido de hidrógeno) | H 2O | Disolvente común , requerido por la vida basada en carbono. |
| Óxido nitroso | norte 2O | Gas de la risa , anestésico (utilizado en combinación con oxígeno diatómico (O 2 ) para producir óxido nitroso y anestesia con oxígeno ), producido por bacterias fijadoras de nitrógeno , nitroso , agente oxidante en cohetes , propulsor de aerosol , droga recreativa , gas de efecto invernadero . Otros óxidos de nitrógeno como NO 2( dióxido de nitrógeno ), NO ( óxido de nitrógeno ), N 2O 3( trióxido de dinitrógeno ) y N 2O 4( tetróxido de dinitrógeno ), particularmente en áreas con notable contaminación del aire . También son oxidantes fuertes, pueden agregar ácido nítrico a la lluvia ácida y son perjudiciales para la salud. |
| Dióxido de silicio | SiO 2 | Arena , cuarzo |
| Óxido de hierro (II, III) | Fe 3O 4 | Mineral de hierro , óxido , junto con óxido de hierro (III) ( Fe 2O 3) |
| Óxido de aluminio | Alabama 2O 3 | Mineral de aluminio , alúmina , corindón , rubí (corindón con impurezas de cromo ). |
| Óxido de zinc | ZnO | Requerido para vulcanización de caucho , aditivo para concreto , protector solar , lociones para el cuidado de la piel , propiedades antibacterianas y antifúngicas , aditivo alimentario , pigmento blanco . |
| Dióxido de carbono | CO 2 | Constituyente de la atmósfera de la Tierra , el gas de efecto invernadero más abundante e importante , utilizado por las plantas en la fotosíntesis para producir azúcares , producto de procesos biológicos como la respiración y reacciones químicas como la combustión y descomposición química de los carbonatos . El CO o el monóxido de carbono existe como producto de una combustión incompleta y es un gas altamente tóxico . |
| Óxido de calcio | CaO | Cal viva (utilizada en la construcción para hacer mortero y hormigón ), utilizada en latas que se calientan espontáneamente debido a la reacción exotérmica con el agua para producir hidróxido de calcio , posible ingrediente del fuego griego y produce luz cuando se calienta a más de 2.400 ° Celsius . |
Ver también
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- Otros iones de oxígeno ozonuro , O-
3, superóxido , O-
2, peróxido , O2−
2y dioxigenilo , O+
2. - Subóxido
- Oxohaluro
- Oxianión
- Óxido complejo
- Ver Categoría: Óxidos para obtener una lista de óxidos.
- Sal
Referencias
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- ^ a b c Greenwood, NN; Y Earnshaw, A. (1997). Química de los elementos (2ª ed.), Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4 .
- ^ PA Cox (2010). Óxidos de metales de transición. Introducción a su estructura y propiedades electrónicas . Prensa de la Universidad de Oxford. ISBN 9780199588947.Mantenimiento de CS1: utiliza el parámetro de autores ( enlace )
- ^ "Óxido de plata" .
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- ^ Cornell, RM; Schwertmann, U. (2003). Los óxidos de hierro: estructura, propiedades, reacciones, ocurrencias y usos, segunda edición . pag. 323. doi : 10.1002 / 3527602097 . ISBN 9783527302741.
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- Óxidos
- Aniones
