Ejemplos de óxidos metálicos
Los óxidos metálicos combinan un metal con oxígeno: aquí tienes 75 ejemplos reales ordenados por grupos, con sus nombres en las tres nomenclaturas.
Los óxidos metálicos se forman al combinarse un metal con el oxígeno, como la herrumbre del hierro, la pátina negra del cobre o la capa invisible que protege al aluminio. Un mismo metal puede formar varios óxidos según su número de oxidación, y cada uno tiene tres nombres. En esta página tienes 75 óxidos metálicos reales ordenados por grupos de la tabla periódica, con su nombre sistemático, de Stock y tradicional.
¿Qué es un óxido metálico?
Un óxido metálico es un óxido binario formado por un metal y oxígeno con número de oxidación −2. Su fórmula general es M₂Oₙ, donde n es el número de oxidación del metal. La mayoría son sólidos iónicos de alto punto de fusión y, cuando el metal actúa con un número de oxidación bajo, se comportan como óxidos básicos; con números de oxidación intermedios suelen ser anfóteros y, con los más altos (+6, +7, +8), son ácidos.
Características y reglas de formulación
- Cómo se formulan: se escribe el metal y después el oxígeno, se intercambian los números de oxidación como subíndices y se simplifica si se puede. Plomo(IV): Pb₂O₄ → PbO₂.
- Nomenclatura sistemática: indica con prefijos (mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hepta-…) cuántos átomos hay de cada elemento: Fe₂O₃, trióxido de dihierro. Las recomendaciones de 2005 no eliden la vocal (pentaóxido, heptaóxido), salvo en monóxido.
- Nomenclatura de Stock: el número de oxidación del metal va en números romanos y entre paréntesis, sin espacio: óxido de hierro(III). Si el metal solo tiene uno, se omite: óxido de sodio.
- Nomenclatura tradicional: con dos números de oxidación se usa -oso para el menor y -ico para el mayor (óxido ferroso y férrico). Muchos óxidos de metales de transición no tienen nombre tradicional asentado.
- Óxidos mixtos: si el metal está con dos números de oxidación a la vez, Stock los indica ambos: Fe₃O₄, óxido de hierro(II,III).
- Estado físico: casi todos son sólidos; el Mn₂O₇ es un líquido que funde a unos 6 °C y el OsO₄ un sólido muy volátil.
Ejemplos de óxidos metálicos por grupos
Metales alcalinos y alcalinotérreos (grupos 1 y 2)
| Fórmula | Sistemática | Stock | Tradicional |
|---|---|---|---|
| Li₂O | Óxido de dilitio | Óxido de litio | Óxido lítico |
| Na₂O | Óxido de disodio | Óxido de sodio | Óxido sódico |
| K₂O | Óxido de dipotasio | Óxido de potasio | Óxido potásico |
| BeO | Monóxido de berilio | Óxido de berilio | Óxido berílico |
| MgO | Monóxido de magnesio | Óxido de magnesio | Óxido magnésico |
| CaO | Monóxido de calcio | Óxido de calcio | Óxido cálcico (cal viva) |
| BaO | Monóxido de bario | Óxido de bario | Óxido bárico |
Grupos 3, 4 y 5: escandio, titanio, circonio, hafnio, vanadio, niobio y tántalo
| Fórmula | Sistemática | Stock | Tradicional |
|---|---|---|---|
| Sc₂O₃ | Trióxido de diescandio | Óxido de escandio | Óxido escándico |
| TiO | Monóxido de titanio | Óxido de titanio(II) | — |
| Ti₂O₃ | Trióxido de dititanio | Óxido de titanio(III) | — |
| TiO₂ | Dióxido de titanio | Óxido de titanio(IV) | Óxido titánico |
| ZrO₂ | Dióxido de circonio | Óxido de circonio(IV) | Circonia |
| HfO₂ | Dióxido de hafnio | Óxido de hafnio(IV) | — |
| VO | Monóxido de vanadio | Óxido de vanadio(II) | — |
| V₂O₃ | Trióxido de divanadio | Óxido de vanadio(III) | — |
| VO₂ | Dióxido de vanadio | Óxido de vanadio(IV) | — |
| V₂O₅ | Pentaóxido de divanadio | Óxido de vanadio(V) | Anhídrido vanádico |
| NbO | Monóxido de niobio | Óxido de niobio(II) | — |
| NbO₂ | Dióxido de niobio | Óxido de niobio(IV) | — |
| Nb₂O₅ | Pentaóxido de diniobio | Óxido de niobio(V) | — |
| Ta₂O₅ | Pentaóxido de ditántalo | Óxido de tántalo(V) | — |
El TiO₂ es el pigmento blanco más usado del mundo; el VO₂ pasa de aislante a conductor metálico hacia los 68 °C, y el Ta₂O₅ es el dieléctrico de los condensadores de tántalo.
Grupos 6 y 7: cromo, molibdeno, wolframio, manganeso y renio
| Fórmula | Sistemática | Stock | Tradicional |
|---|---|---|---|
| CrO | Monóxido de cromo | Óxido de cromo(II) | Óxido cromoso |
| Cr₂O₃ | Trióxido de dicromo | Óxido de cromo(III) | Óxido crómico |
| CrO₂ | Dióxido de cromo | Óxido de cromo(IV) | — |
| CrO₃ | Trióxido de cromo | Óxido de cromo(VI) | Anhídrido crómico |
| MoO₂ | Dióxido de molibdeno | Óxido de molibdeno(IV) | — |
| MoO₃ | Trióxido de molibdeno | Óxido de molibdeno(VI) | Anhídrido molíbdico |
| WO₂ | Dióxido de wolframio | Óxido de wolframio(IV) | — |
| WO₃ | Trióxido de wolframio | Óxido de wolframio(VI) | Anhídrido wolfrámico |
| MnO | Monóxido de manganeso | Óxido de manganeso(II) | Óxido manganoso |
| Mn₂O₃ | Trióxido de dimanganeso | Óxido de manganeso(III) | Óxido mangánico |
| Mn₃O₄ | Tetraóxido de trimanganeso | Óxido de manganeso(II,III) | — |
| MnO₂ | Dióxido de manganeso | Óxido de manganeso(IV) | Bióxido de manganeso |
| Mn₂O₇ | Heptaóxido de dimanganeso | Óxido de manganeso(VII) | Anhídrido permangánico |
| ReO₂ | Dióxido de renio | Óxido de renio(IV) | — |
| ReO₃ | Trióxido de renio | Óxido de renio(VI) | — |
| Re₂O₇ | Heptaóxido de direnio | Óxido de renio(VII) | Anhídrido perrénico |
El Cr₂O₃ es el pigmento «verde de cromo»; el CrO₂, magnético, recubría las cintas de casete de cromo; y el ReO₃, rojo, conduce la electricidad casi como el cobre.
Grupos 8, 9 y 10: hierro, rutenio, osmio, cobalto, rodio, iridio, níquel, paladio y platino
| Fórmula | Sistemática | Stock | Tradicional |
|---|---|---|---|
| FeO | Monóxido de hierro | Óxido de hierro(II) | Óxido ferroso |
| Fe₂O₃ | Trióxido de dihierro | Óxido de hierro(III) | Óxido férrico |
| Fe₃O₄ | Tetraóxido de trihierro | Óxido de hierro(II,III) | Óxido ferroso-férrico |
| RuO₂ | Dióxido de rutenio | Óxido de rutenio(IV) | — |
| RuO₄ | Tetraóxido de rutenio | Óxido de rutenio(VIII) | — |
| OsO₂ | Dióxido de osmio | Óxido de osmio(IV) | — |
| OsO₄ | Tetraóxido de osmio | Óxido de osmio(VIII) | — |
| CoO | Monóxido de cobalto | Óxido de cobalto(II) | Óxido cobaltoso |
| Co₃O₄ | Tetraóxido de tricobalto | Óxido de cobalto(II,III) | — |
| Rh₂O₃ | Trióxido de dirrodio | Óxido de rodio(III) | — |
| IrO₂ | Dióxido de iridio | Óxido de iridio(IV) | — |
| NiO | Monóxido de níquel | Óxido de níquel(II) | Óxido niqueloso |
| PdO | Monóxido de paladio | Óxido de paladio(II) | — |
| PtO₂ | Dióxido de platino | Óxido de platino(IV) | Óxido platínico |
El OsO₄ y el RuO₄ son de los pocos compuestos en los que un elemento alcanza el número de oxidación +8. El IrO₂ recubre electrodos para la electrólisis del agua y el PtO₂ es el «catalizador de Adams» de los laboratorios.
Grupos 11 y 12: cobre, plata, oro, cinc, cadmio y mercurio
| Fórmula | Sistemática | Stock | Tradicional |
|---|---|---|---|
| Cu₂O | Óxido de dicobre | Óxido de cobre(I) | Óxido cuproso |
| CuO | Monóxido de cobre | Óxido de cobre(II) | Óxido cúprico |
| Ag₂O | Óxido de diplata | Óxido de plata | Óxido argéntico |
| AgO | Monóxido de plata | Óxido de plata(I,III) | — |
| Au₂O₃ | Trióxido de dioro | Óxido de oro(III) | Óxido áurico |
| ZnO | Monóxido de cinc | Óxido de cinc | Óxido cíncico |
| CdO | Monóxido de cadmio | Óxido de cadmio | Óxido cádmico |
| HgO | Monóxido de mercurio | Óxido de mercurio(II) | Óxido mercúrico |
El AgO no contiene plata(II): la mitad de los átomos de plata son +1 y la otra mitad +3.
Metales del bloque p: aluminio, galio, indio, talio, estaño, plomo y bismuto
| Fórmula | Sistemática | Stock | Tradicional |
|---|---|---|---|
| Al₂O₃ | Trióxido de dialuminio | Óxido de aluminio | Óxido alumínico (alúmina) |
| Ga₂O₃ | Trióxido de digalio | Óxido de galio(III) | — |
| In₂O₃ | Trióxido de diindio | Óxido de indio(III) | — |
| Tl₂O | Óxido de ditalio | Óxido de talio(I) | Óxido talioso |
| Tl₂O₃ | Trióxido de ditalio | Óxido de talio(III) | Óxido tálico |
| SnO | Monóxido de estaño | Óxido de estaño(II) | Óxido estannoso |
| SnO₂ | Dióxido de estaño | Óxido de estaño(IV) | Óxido estánnico |
| PbO | Monóxido de plomo | Óxido de plomo(II) | Óxido plumboso |
| PbO₂ | Dióxido de plomo | Óxido de plomo(IV) | Óxido plúmbico |
| Pb₃O₄ | Tetraóxido de triplomo | Óxido de plomo(II,IV) | Minio |
| Bi₂O₃ | Trióxido de dibismuto | Óxido de bismuto(III) | — |
El PbO₂ es la placa positiva de las baterías de plomo de los coches, y el SnO₂ es la casiterita, mena del estaño.
Lantánidos y actínidos
| Fórmula | Sistemática | Stock | Tradicional |
|---|---|---|---|
| CeO₂ | Dióxido de cerio | Óxido de cerio(IV) | Óxido cérico |
| ThO₂ | Dióxido de torio | Óxido de torio(IV) | — |
| UO₂ | Dióxido de uranio | Óxido de uranio(IV) | — |
| UO₃ | Trióxido de uranio | Óxido de uranio(VI) | — |
| U₃O₈ | Octaóxido de triuranio | Valencia mixta | — |
El UO₂ es el combustible de casi todas las centrales nucleares y el U₃O₈ es el principal componente de la «torta amarilla» que sale de las minas de uranio.
Tipos de óxidos metálicos
| Tipo | Número de oxidación del metal | Ejemplos |
|---|---|---|
| Básicos | Bajo (+1, +2, a veces +3) | Na₂O, CaO, FeO, CuO |
| Anfóteros | Intermedio (+2 a +4) | Al₂O₃, ZnO, Cr₂O₃, SnO₂ |
| Ácidos | Alto (+5 a +8) | CrO₃, Mn₂O₇, WO₃, Re₂O₇ |
| Mixtos | Dos a la vez | Fe₃O₄, Mn₃O₄, Pb₃O₄ |
Los ácidos se estudian con detalle en ejemplos de óxidos ácidos, y los que forman los elementos no metálicos, en óxidos no metálicos.
Ejercicios resueltos
1. Formula el óxido de níquel(II).
Ni²⁺ y O²⁻: Ni₂O₂, que se simplifica a NiO.
2. Nombra el SnO₂ en las tres nomenclaturas.
El estaño actúa con +4, el mayor de sus dos números de oxidación: dióxido de estaño, óxido de estaño(IV) y óxido estánnico.
3. Formula el trióxido de dioro y da su nombre de Stock.
Dos átomos de oro y tres de oxígeno: Au₂O₃, óxido de oro(III), ya que 3·2 / 2 = +3.
4. ¿Con qué número de oxidación actúa el manganeso en el Mn₂O₇ y qué carácter tiene el óxido?
2x + 7·(−2) = 0 → x = +7. Es un número de oxidación alto, así que el óxido es ácido (anhídrido permangánico).
5. ¿Cuál es el nombre tradicional del Cu₂O y por qué?
El cobre tiene +1 y +2; aquí actúa con el menor, +1, así que se usa -oso: óxido cuproso.
6. Comprueba que la magnetita, Fe₃O₄, es un óxido mixto.
Contiene un Fe²⁺ y dos Fe³⁺: (+2) + 2·(+3) = +8 = 4·2. Es el óxido de hierro(II,III).
Importancia de los óxidos metálicos
De los óxidos metálicos se obtiene buena parte de los metales que usamos: el hierro de la hematites y la magnetita, el aluminio de la alúmina, el estaño de la casiterita o el uranio de la uraninita. Además son materiales por sí mismos: pigmentos (TiO₂, Cr₂O₃, minio), cerámicas y refractarios (alúmina, circonia, magnesia), catalizadores (V₂O₅, CeO₂), electrodos de baterías (PbO₂, NiO, óxidos de cobalto) y semiconductores (ZnO, In₂O₃, HfO₂). La capa de óxido que se forma en superficie puede destruir un metal, como la herrumbre, o protegerlo, como la alúmina en el aluminio o el óxido de cromo en el acero inoxidable.
Preguntas frecuentes
¿Qué es un óxido metálico?
Es un compuesto binario de un metal y oxígeno con número de oxidación −2, de fórmula general M₂Oₙ. Ejemplos: Fe₂O₃, CuO o Al₂O₃.
¿Cómo se formula un óxido metálico?
Se escribe el metal seguido del oxígeno, se cruzan los números de oxidación como subíndices y se simplifica: el óxido de plomo(IV) queda Pb₂O₄ y se simplifica a PbO₂.
¿Qué diferencia hay entre la nomenclatura sistemática, la de Stock y la tradicional?
La sistemática cuenta átomos con prefijos (trióxido de dihierro), la de Stock indica el número de oxidación en romanos (óxido de hierro(III)) y la tradicional usa sufijos -oso e -ico (óxido férrico).
¿Los óxidos metálicos son siempre sólidos?
Casi todos, porque son compuestos iónicos con puntos de fusión altos. Hay excepciones: el Mn₂O₇ es líquido a temperatura ambiente y el OsO₄ es un sólido que funde a unos 40 °C y desprende vapores tóxicos.
¿Cuál es el óxido metálico más abundante en la corteza terrestre?
La alúmina, Al₂O₃: expresada en óxidos, supone en torno al 15 % de la corteza continental, seguida de los óxidos de hierro.
Referencias
- IUPAC. Nomenclatura de química inorgánica. Recomendaciones de la IUPAC de 2005. Versión española de M. A. Ciriano y P. Román Polo. Prensas Universitarias de Zaragoza, 2007.
- Greenwood, N. N. y Earnshaw, A. Chemistry of the Elements, 2.ª ed. Butterworth-Heinemann, 1997.
- Housecroft, C. E. y Sharpe, A. G. Química inorgánica, 2.ª ed. Pearson Prentice Hall, 2006.
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