Anhidridos

El óxido se forma cuando el oxígeno se combina con otros elementos. En la imagen un tornillo oxidado

Un óxido es un compuesto químico, formado por al menos un átomo de oxígeno y un átomo de algún otro elemento.[1]​ El átomo de oxígeno normalmente presenta un estado de oxidación (-2).[2]​ Existe una gran variedad de óxidos, los cuales se presentan en los 3 principales estados de agregación de la materia: sólido, líquido y gaseoso, a temperatura ambiente. Casi todos los elementos forman combinaciones estables con el oxígeno y muchos en varios estados de oxidación. Debido a esta gran variedad las propiedades son muy diversas y las características del enlace varían desde el típico sólido iónico hasta los enlaces covalentes. [3]​

La mayoría de los óxidos se pueden clasificar en ácidos o básicos, según produzcan ácidos o bases cuando se disuelven en agua. Un óxido básico es un compuesto iónico, que se forma cuando el oxígeno se combina con un metal; un óxido ácido, es un compuesto covalente que resulta cuando el oxígeno reacciona con un no metal.

Por ejemplo, el óxido nítrico (NO) o el dióxido de nitrógeno (NO2). Los óxidos son muy comunes y variados en la corteza terrestre. Los óxidos no metálicos también son llamados anhídridos, [4]​ porque son compuestos que han perdido una molécula de agua dentro de sus moléculas. Los metales pueden mezclarse con el oxígeno (O). Por ejemplo, al hidratar anhídrido carbónico en determinadas condiciones puede obtenerse ácido carbónico:

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 {\displaystyle {\ce {CO2 + H2O = H2CO3}}}

En general, los ácidos se pueden sintetizar directamente mediante procesos de oxidación; por ejemplo, óxidos básicos con elementos metálicos (alcalinos, alcalinotérreos o metales de transición) como el magnesio:

2 Mg + O 2 = 2 MgO {\displaystyle {\ce {2Mg + O2 = 2 MgO}}} ;

O bien óxidos ácidos con elementos no metálicos, como el fósforo:

P 4 + 5 O 2 = 2 P 2 O 5 {\displaystyle {\ce {P4 + 5O2 = 2 P2O5}}}

## Nombres de los óxidos[editar]

Los óxidos se pueden nombrar según el número de átomos de oxígeno en el óxido, (nomenclatura sistemática), en caso de ser óxidos ácidos. Los óxidos que contienen solamente un oxígeno se llaman óxido o monóxido; los que contienen dos átomos de oxígeno, dióxido; tres, trióxido; cuatro, tetraóxido; y así sucesivamente siguiendo los prefijos numéricos griegos.[5]​

También se pueden nombrar usando otras nomenclaturas

* Nomenclatura Stock-Werner: donde se indica el número de oxidación del elemento oxidado, con números romanos. (Se utiliza tanto para los óxidos básicos como para los óxidos ácidos)

N 2 O {\displaystyle {\ce {N2O}}} = Óxido de nitrógeno (I)

* Nomenclatura tradicional (se utiliza para óxidos básicos, no los óxidos ácidos)

SO 2 {\displaystyle {\ce {SO2}}} = Anhídrido sulfuroso

Hay otros dos tipos de óxido: peróxido [6]​ y superóxido. Ambos cuentan como óxidos pero tienen diversos estados de oxidación y reaccionan en diversas maneras con respecto a otros óxidos.

También es posible hablar de protóxido, que es una forma de llamar a los óxidos comunes (O trabajando con -2) cuando el elemento oxidado trabaja con su mínimo estado de oxidación.

Ejemplos:

H 2 O 2 {\displaystyle {\ce {H2O2}}} = Peróxido de hidrógeno

### Nomenclatura tradicional[editar]

La nomenclatura tradicional, empleada desde hace muchos años, propone el uso de distintos prefijos y sufijos; de esta manera, el sufijo -oso se utiliza para designar el óxido en el cual el metal se encuentra con menor número de oxidación, y el sufijo -ico, para el de mayor número de oxidación. Para algunos elementos, como el cloro, que poseen más de dos números de oxidación distintos (+1, +3, +5 y +7), se emplean los prefijos hipo- y per-.[7]​

Ejemplo:

FeO {\displaystyle {\ce {FeO}}} \--> Óxido ferroso /  Fe + 2 {\displaystyle {\ce {Fe^{+2}}}}

Fe 2 O 3 {\displaystyle {\ce {Fe2O3}}} \--> Óxido férrico /  Fe + 3 {\displaystyle {\ce {Fe^{+3}}}}

Cl 2 O {\displaystyle {\ce {Cl2O}}} \--> Óxido hipocloroso /  Cl + 1 {\displaystyle {\ce {Cl^{+1}}}}

Cl 2 O 3 {\displaystyle {\ce {Cl2O3}}} \--> Óxido cloroso /  Cl + 3 {\displaystyle {\ce {Cl^{+3}}}}

Cl 2 O 5 {\displaystyle {\ce {Cl2O5}}} \--> Óxido clórico /  Cl + 5 {\displaystyle {\ce {Cl^{+5}}}}

Cl 2 O 7 {\displaystyle {\ce {Cl2O7}}} \--> Óxido perclórico /  Cl + 7 {\displaystyle {\ce {Cl^{+7}}}}

### Nomenclatura por atomicidad[editar]

Según la atomicidad, se indica la cantidad de átomos de cada elemento que intervienen en la molécula.

Ejemplo:

FeO {\displaystyle {\ce {FeO}}} \--> Monóxido de Monohierro

Fe 2 O 3 {\displaystyle {\ce {Fe2O3}}} \--> Trióxido de dihierro

Cl 2 O {\displaystyle {\ce {Cl2O}}} \--> Monóxido de dicloro

Cl 2 O 3 {\displaystyle {\ce {Cl2O3}}} \--> Trióxido de dicloro

Cl 2 O 5 {\displaystyle {\ce {Cl2O5}}} \--> Pentóxido de dicloro

Cl 2 O 7 {\displaystyle {\ce {Cl2O7}}} \--> heptóxido de dicloro

### Nomenclatura por numerales de stock[editar]

Según los numerales de stock, se coloca el número de oxidación del elemento que acompaña al oxígeno en números romanos encerrados entre paréntesis.

Ejemplo:

FeO {\displaystyle {\ce {FeO}}} \--> Óxido de hierro (I)

Fe 2 O 3 {\displaystyle {\ce {Fe2O3}}} \--> Óxido de hierro (III)

Cl 2 O {\displaystyle {\ce {Cl2O}}} \--> Óxido de cloro (I)

Cl 2 O 3 {\displaystyle {\ce {Cl2O3}}} \--> Óxido de cloro (III)

Cl 2 O 5 {\displaystyle {\ce {Cl2O5}}} \--> Óxido de cloro (V)

Cl 2 O 7 {\displaystyle {\ce {Cl2O7}}} \--> Óxido de cloro (VII)

## Tipos de óxidos[editar]

Según la estequiometria del compuesto:

* Óxidos binarios, formados por oxígeno y otro elemento.
* Óxidos mixtos, formados por dos elementos distintos y oxígeno como son las espinelas.

Atendiendo al comportamiento químico hay tres tipos de óxidos: óxidos básicos, ácidos y óxidos anfóteros, aunque estos últimos no son muy comunes en la naturaleza.

* Los óxidos básicos[8]​ se forman con un metal más oxígeno,[9]​ los óxidos de elementos menos electronegativos tienden a ser básicos. Se les llamaba también antiguamente anhídridos básicos; ya que al agregar agua, pueden formar hidróxidos básicos. Por ejemplo:

Na 2 O + H 2 O = 2 Na ( OH ) {\displaystyle {\ce {Na2O +H2O=2Na(OH)}}}

* Los óxidos ácidos son los formados con un no metal + oxígeno, [10]​ los óxidos de elementos más electronegativos tienden a ser ácidos. Se les llamaban antiguamente también anhídridos ácidos (nomenclatura en desuso); ya que al agregar agua, forman oxácidos. Por ejemplo:

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 {\displaystyle {\ce {CO2 +H2O=H2CO3}}}

* Los óxidos anfóteros se forman cuando participa en el compuesto un elemento anfótero. Los anfóteros son óxidos que pueden actuar como ácido o base según con quien reaccionen.[11]​ Su electronegatividad tiende a ser neutra y estable, tienen puntos de fusión bajos y diversos usos. Un ejemplo es óxido de aluminio ( Al 2 O 3 {\displaystyle {\ce {Al2O3}}} ).

Algunos óxidos no demuestran comportamiento como ácido o base.

Los óxidos de los elementos químicos en su estado de oxidación más alto son predecibles y la fórmula química se puede derivar del número de electrones de valencia para ese elemento. Incluso la fórmula química del ozono es predecible como elemento del grupo 16. Una excepción es el cobre para el que el óxido del estado de oxidación más alto es el Óxido de cobre (II) y no el Óxido de cobre (I). Otra excepción es el difloruro de oxígeno que no existe, como esperado, como  F 2 O 7 {\displaystyle {\ce {F2O7}}} sino como  OF 2 {\displaystyle {\ce {OF2}}} [12]​ con la menor prioridad dada elemento electronegativo.[13]​

El pentaóxido de fósforo, la tercera excepción, no es representado correctamente por la fórmula química  P 2 O 5 {\displaystyle {\ce {P2O5}}} sino por  P 4 O 10 {\displaystyle {\ce {P4O10}}} ya que la molécula es un dímero.

## Véase también[editar]

Otros iones de oxígeno

* Ozónido
* Superóxido
* Peróxido
* Dioxigenil

Otros artículos

* Subóxido
* Rufo (color)
* Hidróxido

## Enlaces externos[editar]

* Formación de óxidos
* Nomenclatura de óxidos interactiva
* Formación de óxidos y nomenclatura

## Referencias[editar]

1. ↑ Foundations of College Chemistry, 12th Edition.
2. ↑ Óxido, p. 381, en Google Libros
3. ↑ Alegría, Mónica P.; Bosack, Alejandro S.; Dal Fávero, María Alejandra; Franco, Ricardo; Jaul, Mariana B.; Rossi, Ricardo A. (2005). QUÍMICA I. Santillana. ISBN 950-46-0564-8.
4. ↑ Química 1 (SEP). Ediciones Umbral. ISBN 9789709758290. Consultado el 10 de noviembre de 2017.
5. ↑ Cabrerizo, Dulce María Andrés; Bozal, Juan Luis Antón; Pérez, Javier Barrio (2008). Física y Química 4 ESO. Editex. ISBN 9788497713214. Consultado el 10 de noviembre de 2017.
6. ↑ Weber, Walter J. (1979). Control de la calidad del agua: procesos fisicoquímicos. Reverte. ISBN 9788429175226. Consultado el 10 de noviembre de 2017.
7. ↑ Candás, Alicia; Fernández, Diego; Gordillo, Gabriel; Rubinstein, Jorge; Tignanelli, Horacio; Wolf, Esther (2000). Física y Química: propiedades y transformaciones de la materia y de la energía. Estrada. ISBN 950-01-0791-0.
8. ↑ Martínez. «Óxidos base».
9. ↑ Atkins, Peter; Jones, Loretta (2006). Principios de química: los caminos del descubrimiento. Ed. Médica Panamericana. ISBN 9789500600804. Consultado el 10 de noviembre de 2017.
10. ↑ Química II Segundo Semestre Tacaná. IGER. ISBN 9789929804623. Consultado el 10 de noviembre de 2017.
11. ↑ Introducción a la Química Inorgánica. Universidad Nac. del Litoral. ISBN 9789875085626. Consultado el 10 de noviembre de 2017.
12. ↑ Sharpe, Alan G. (1996-09). Química inorgánica. Reverte. ISBN 9788429175011. Consultado el 15 de agosto de 2019.
13. ↑ Fully Exploiting the Potential of the Periodic Table through Pattern Recognition Schultz, Emeric. J. Chem. Educ. 2005 82 1649.

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