Óxido
Un óxido es un compuesto químico, formado por al menos un átomo de oxígeno y un átomo de algún otro elemento. El átomo de oxígeno normalmente presenta un estado de oxidación (-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.
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.
Son óxidos el óxido nítrico () o el dióxido de nitrógeno ().
![{\displaystyle {\mathrm {NO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/949ddff76b789c36d0a12edaa49e08377ffbf8e9)
Los óxidos son muy comunes y variados en la corteza terrestre. Los óxidos no metálicos también son llamados anhídridos, 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:
![{\displaystyle {\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f80134570311e8a2385e63a3d1dd7648bfa60aa8)
En general, los óxidos pueden obtenerse directamente mediante procesos de oxidación. Por ejemplo, los óxidos básicos se forman al reaccionar elementos metálicos (como los alcalinos, alcalinotérreos o metales de transición) con oxígeno, como ocurre en el caso del magnesio:
- ;
![{\displaystyle {2\,\mathrm {Mg} {}+{}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {MgO} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/53127187e28b53c577b1cb61b21a7e4155a63b13)
O bien los óxidos ácidos con elementos no metálicos, como el fósforo:
![{\displaystyle {\mathrm {P} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}5\,\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {P} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{5}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/0af5ad112f3ff667e14637fe8ce2db191d146b91)
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 monóxido de carbono y dióxido de carbono. 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 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, , 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. Los dióxidos de titanio comercialmente importantes existen en tres estructuras distintas, por ejemplo. Muchos óxidos metálicos existen en varios estados no estequiométricos. También existen muchos óxidos moleculares con diversos ligandos.
![{\displaystyle {\mathrm {Fe} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SiO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/111615f9e2a4e0740948383b0bd3e3f903ba5562)
En aras de la simplicidad, 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 tanto, las vías para la formación de esta diversa familia de compuestos son numerosas.
Óxidos metálicos
Muchos óxidos metálicos se producen por la descomposición de otros compuestos metálicos, como los carbonatos, los hidróxidos y los nitratos. En la fabricación de óxido de calcio, el carbonato de calcio. (piedra caliza) se descompone al calentarse, liberando dióxido de carbono.
![{\displaystyle {\mathrm {CaCO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {CaO} {}+{}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c2cb5872a723d310f8479cf76ac440b32a0e86f3)
La reacción de los elementos con el oxígeno del aire es un paso clave en la corrosión, relevante para el uso comercial del hierro, en particular. Casi todos los elementos forman óxidos cuando se calientan en una atmósfera de oxígeno. Por ejemplo, el polvo de zinc arde en el aire y da lugar a óxido de zinc.
![{\displaystyle {\mathrm {Zn} {}+{}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {ZnO} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/878557cb18c7e1906c9a3fe16e86344959a35b13)
La producción de metales a partir de minerales suele implicar la producción de óxidos mediante la calcinación (calentamiento) de minerales de sulfuro metálico al aire. De esta forma, el (molibdenita) se convierte en trióxido de molibdeno, precursor de prácticamente todos los compuestos de molibdeno:
![{\displaystyle {\mathrm {MoS} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4e44ad520ab4b28b5080c6450287930af4e58d16)
Los metales nobles (como el oro y el platino) son muy apreciados porque resisten la combinación química directa con el oxígeno.
![{\displaystyle {2\,\mathrm {MoS} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}7\,\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {MoO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}4\,\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b64b1b812e972ad8fa195285c39bdd543fb93f93)
Óxidos no metálicos
Los óxidos no metálicos importantes y prevalentes son el dióxido de carbono y el monóxido de carbono. Estas especies se forman tras la oxidación total o parcial del carbono o los hidrocarburos. Con una deficiencia de oxígeno, se produce el monóxido:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}3\,\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {CO} {}+{}4\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/afd80116cda58d0d81ff9cde9474546e820c20cf)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {C} {}+{}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {CO} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/6a08fa443a8bbb0b73a3296e72f9cb4eeed8f242)
Con exceso de oxígeno, el dióxido es el producto, la vía continúa por la intermediación del monóxido de carbono:
![{\displaystyle {\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/fff89c129e6222f641b40a710d97016377395720)
![{\displaystyle {\mathrm {C} {}+{}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2bdc98c8c974216027185b29eeab09447cbfabc8)
El nitrógeno elemental () es difícil de convertir en óxidos, pero la combustión del amoníaco produce óxido nítrico, que reacciona posteriormente con el oxígeno:
![{\displaystyle {\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/3dfc8b06245ec58613e293f745ea2cca3307f913)
![{\displaystyle {4\,\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}5\,\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}4\,\mathrm {NO} {}+{}6\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c79cbc62835b0ed3c121bd4b6c31fa82b45678c3)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {NO} {}+{}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {NO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a5db59328d7d59c903ef6f41c2d8848133604b07)
Estas reacciones se practican en la producción de ácido nítrico, un producto químico básico.
El producto químico que se produce a mayor escala industrial es el ácido sulfúrico. Se obtiene mediante la oxidación del azufre a dióxido de azufre, que se oxida por separado a trióxido de azufre:
![{\displaystyle {\mathrm {S} {}+{}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ac1c695d60bfaa95189fe69b3011ba535b109e50)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/68c7e59754888e33591753b059cc9596025b46d6)
Finalmente, el trióxido se convierte en ácido sulfúrico mediante una reacción de hidratación:
![{\displaystyle {\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/530f19d3fe8acc9d9238bb96ae8a67be32917725)
Nombres de los óxidos
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.
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).
- = Óxido de nitrógeno (I)
- = Óxido de nitrógeno (II)
- = Óxido de nitrógeno (IV)
![{\displaystyle {\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b1fd51c033addce285a33203f5b932656b5af841)
- Nomenclatura tradicional (se utiliza para los óxidos ácidos, no los óxidos básicos)
- = Anhídrido sulfuroso.
![{\displaystyle {\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/80a5abd2e7441929015034435a9e64a46858b82e)
Hay otros dos tipos de óxido: peróxido 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:
- = Peróxido de hidrógeno
![{\displaystyle {\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9530f5f3b2abc18483c28833e44dcd68b0305ec9)
Nomenclatura tradicional
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-.
Ejemplo:
- Óxido ferroso /
- Óxido férrico /
- Óxido hipocloroso /
- Óxido cloroso /
- Óxido clórico /
- Óxido perclórico /
![{\displaystyle {\mathrm {Fe} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/67387a48fd62de5da7e938c251a11ca99738e18f)
![{\displaystyle {\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/88c586d6bb7f9abe7b6246a00e2e438e87a60d39)
![{\displaystyle {\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/169055a3b48bc9253412e9cf66f8cf1c0a452910)
![{\displaystyle {\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{5}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/1f8a5672b50f81819c8c2eac5e5a462b04d2a335)
![{\displaystyle {\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{7}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a7b393a9d5e3d36f3701b210e2ec01e287f14b09)
Nomenclatura por atomicidad
Según la atomicidad, se indica la cantidad de átomos de cada elemento que intervienen en la molécula.
Ejemplo:
- Monóxido de monohierro
- Trióxido de dihierro
- Monóxido de dicloro
- Trióxido de dicloro
- Pentóxido de dicloro
- Heptóxido de dicloro
Nomenclatura por numerales de stock
Según los numerales de stock, se coloca el número de oxidación del elemento que acompaña al oxígeno en números romanos encerrados entre paréntesis.
Ejemplo:
- Óxido de hierro (II)
- Óxido de hierro (III)
- Óxido de cloro (I)
- Óxido de cloro (III)
- Óxido de cloro (V)
- Óxido de cloro (VII)
Tipos de óxidos
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 se forman con un metal más oxígeno, 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:
![{\displaystyle {\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {=}2\,\mathrm {Na} (\mathrm {OH} )}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/543572669efae72a5963b761f0106b14ada3c238)
- Los óxidos ácidos son los formados con un no metal + oxígeno, 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:
![{\displaystyle {\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {=}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/92124d5be61e73adbe90882131eb5eb14a4ba064)
- 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. Su electronegatividad tiende a ser neutra y estable, tienen puntos de fusión bajos y diversos usos. Un ejemplo es óxido de aluminio ().
![{\displaystyle {\mathrm {Al} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/530549686f2c1e63ce108800e173bc0b2ebdc6d6)
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 sino como con la menor prioridad dada elemento electronegativo.
![{\displaystyle {\mathrm {F} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{7}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/bd32ba5070e025e7be4bb187b953327096891f6d)
![{\displaystyle {\mathrm {OF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/bfefa526826839a9703916ca4581cf51d0dc826b)
El pentóxido de fósforo, la tercera excepción, no es representado correctamente por la fórmula química sino por ya que la molécula es un dímero.
![{\displaystyle {\mathrm {P} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{5}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/55b150ba465cec846b5c8540f4b34f3f75625324)
![{\displaystyle {\mathrm {P} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{10}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2665e64bd5e3b6dddeb8cf5045b2b1d924287594)
Estructura
Los óxidos tienen una variedad de estructuras, desde moléculas individuales hasta estructuras poliméricas y cristalinas. En condiciones estándar, los óxidos pueden variar de sólidos a gases. Los óxidos sólidos de metales suelen tener estructuras poliméricas en condiciones ambientales.
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 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 sólidos cristalinos, algunos óxidos son moléculas. Ejemplos de óxidos moleculares son dióxido de carbono y monóxido de carbono. Todos los óxidos de nitrógeno simples son moleculares, por ejemplo, NO, N2O, NO2 y N2O4. El pentóxido de fósforo es un óxido molecular más complejo con un nombre engañoso, siendo la fórmula real . Los tetróxidos son raros, con algunos ejemplos más comunes que son tetróxido de iridio, tetróxido de rutenio, tetróxido de osmio y tetróxido de xenón.
Reacciones
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Reducción
La reducción del óxido metálico al metal se practica a gran escala en la producción de algunos metales. Muchos óxidos metálicos se convierten en metales simplemente calentándolos (véase Descomposición térmica). Por ejemplo, el óxido de plata se descompone en 200 °C:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {Ag} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}4\,\mathrm {Ag} {}+{}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/823e1245a891bb83c2e9d810e17f034c68c99efc)
Sin embargo, la mayoría de las veces, los óxidos de metales se reducen 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. Muchas reacciones están involucradas, pero la ecuación simplificada generalmente se muestra como:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {Fe} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}3\,\mathrm {C} {}\mathrel {\longrightarrow } {}4\,\mathrm {Fe} {}+{}3\,\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f300f1726035bd8a6254dd969edb8175ee805409)
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 los fenómenos geoquímicos como el ciclo del hierro.
Hidrólisis y disolución
Debido a que los enlaces suelen ser fuertes, los óxidos metálicos tienden a ser insolubles en solventes, aunque pueden ser atacados por ácidos y bases acuosos.
La disolución de óxidos a menudo da oxianiones. Adición de base acuosa a da varios fosfatos. Adición de base acuosa a da polioxometalatos. Los oxicationes son más raros, algunos ejemplos son nitrosonio (NO+
), vanadilo (VO2+), y uranilo (UO2+
2). Por supuesto, se conocen muchos compuestos con óxidos y otros grupos. En química orgánica, estos incluyen cetonas y muchos compuestos de carbonilo relacionados. Para los metales de transición, se conocen muchos complejos oxo así como oxohaluro.
![{\displaystyle {\mathrm {MoO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2f3668b7b62cebe9aa3f4d60ac19d809dab47609)
Véase también
- Otros iones de oxígeno
- Otros artículos
Enlaces externos
Referencias
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- ↑ Óxido, p. 381, en Google Libros
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