Del agua al dióxido de carbono: compara fórmulas, aprende a nombrarlas y distingue óxidos ácidos, neutros y variantes isotópicas con reacciones explicadas.
Qué son los óxidos no metálicos
Los óxidos no metálicos son compuestos binarios de oxígeno y un elemento no metálico. En los óxidos ordinarios se asigna al oxígeno el estado de oxidación −II. El carbono, el nitrógeno, el fósforo y el azufre forman varios ejemplos habituales.
Muchos son óxidos ácidos, pero no todos: CO, NO y N₂O se clasifican como neutros frente a la simple reacción con agua. El agua merece un tratamiento propio por su comportamiento ácido-base. Llamar «anhídrido» a todos los óxidos no metálicos conduce a errores.
Un anhídrido ácido se relaciona con un oxiácido mediante incorporación o eliminación de agua. La cantidad no tiene por qué ser una sola molécula: P₄O₁₀ + 6 H₂O → 4 H₃PO₄. Las fórmulas y los coeficientes deben conservar todos los átomos.
Lista de 14 ejemplos
14 ejemplos para comparar
Fórmula
Nombre con prefijos o habitual
Oxidación del otro elemento
Comportamiento destacado
H₂O
Agua / óxido de hidrógeno
H: +I
Puede donar o aceptar protones
D₂O
Agua pesada / óxido de deuterio
D: +I
Variante isotópica del agua
CO
Monóxido de carbono
C: +II
Neutro
CO₂
Dióxido de carbono
C: +IV
Ácido
N₂O
Monóxido de dinitrógeno
N: +I (media)
Neutro
NO
Monóxido de nitrógeno
N: +II
Neutro
NO₂
Dióxido de nitrógeno
N: +IV
Ácido; desproporción en agua
P₄O₆
Hexaóxido de tetrafósforo
P: +III
Ácido
P₄O₁₀
Decaóxido de tetrafósforo
P: +V
Ácido
SO₂
Dióxido de azufre
S: +IV
Ácido
SO₃
Trióxido de azufre
S: +VI
Ácido
N₂O₄
Tetróxido de dinitrógeno
N: +IV
Dímero de NO₂
N₂O₅
Pentaóxido de dinitrógeno
N: +V
Anhídrido del ácido nítrico
Cl₂O
Monóxido de dicloro
Cl: +I
Anhídrido del ácido hipocloroso
La clasificación «neutro» describe aquí el comportamiento ácido-base habitual del óxido; no significa falta de reactividad o de toxicidad. Los números de oxidación son una herramienta formal de contabilidad electrónica.
Ejemplos explicados y sus reacciones
Cada caso combina fórmula, nombre y una diferencia útil. En las ecuaciones: (s) significa sólido, (l) líquido, (g) gas y (aq) disuelto en agua. La flecha ⇌ indica equilibrio.
EJEMPLO 1
Agua: óxido de hidrógeno
H₂O · H(+I), O(−II) · líquido a 20 °C
Una molécula contiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Su masa molar es aproximadamente 18,02 g/mol. Es angular, con un ángulo H–O–H cercano a 104,5°: no forma una L de 90°. Entre sus moléculas se establecen puentes de hidrógeno.
A 20 °C y presión atmosférica, su densidad es aproximadamente 0,9982 g/cm³. Funde cerca de 0 °C y hierve cerca de 100 °C a 1 atm. No es uno de los líquidos más densos. El hielo ordinario tiene una estructura más abierta y es menos denso que el agua líquida. El agua puede actuar como ácido o base de Brønsted; no es un anhídrido ácido.
El deuterio, D o ²H, es un isótopo del hidrógeno con un protón y un neutrón. D₂ designa una molécula de dos átomos de deuterio; no es el símbolo del isótopo. En D₂O se sustituyen los dos hidrógenos ligeros del agua por deuterio.
Su densidad líquida cerca de temperatura ambiente es aproximadamente 1,11 g/cm³ y depende de la temperatura. Funde cerca de 3,82 °C y hierve cerca de 101,4 °C a 1 atm. Sigue siendo un compuesto de hidrógeno y oxígeno: cambiar el isótopo no crea un elemento distinto.
Con O(−II), el carbono debe ser +II: x − 2 = 0. Es un gas incoloro e inodoro asociado a combustiones incompletas. En la clasificación ácido-base escolar es neutro: no produce un oxiácido por simple adición de agua. Eso no significa que sea químicamente inerte ni inocuo.
2 C(s) + O₂(g) → 2 CO(g) — balance ideal con oxígeno limitado; la mezcla real depende de las condiciones.
2 CO(g) + O₂(g) → 2 CO₂(g) — oxidación con aporte de energía para iniciar la combustión.
C(s) + H₂O(g) ⇌ CO(g) + H₂(g) — gasificación a alta temperatura.
Puede aparecer en gases de escape. Se une a la hemoglobina formando carboxihemoglobina y dificulta el transporte de oxígeno. En procesos industriales interviene como reactivo y reductor: purificación de níquel mediante carbonilos y síntesis de combustibles con hidrógeno. La gasificación de carbono con vapor es una vía industrial para obtener mezclas CO/H₂.
Dos oxígenos aportan −4: x + 2(−2) = 0, de modo que C es +IV. CO₂ disuelto participa en un equilibrio con agua y ácido carbónico; solo una fracción del CO₂ acuoso está como H₂CO₃. Su molécula es lineal.
CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g) — combustión completa ideal; el agua puede condensarse al enfriar.
CO₂(aq) + H₂O(l) ⇌ H₂CO₃(aq) — equilibrio de hidratación.
Se utiliza en bebidas carbonatadas, ciertos extintores, fabricación de carbonatos y bicarbonatos y refrigeración como hielo seco. El bicarbonato no es lo mismo que una mezcla comercial de polvo para hornear. También se emplea CO₂ a presión, frecuentemente supercrítico, en extracciones como la descafeinización. En concentraciones elevadas puede causar daño y asfixia; no debe describirse como universalmente inocuo.
N₂O · monóxido de dinitrógeno · N con oxidación media +I
La cuenta 2x − 2 = 0 da una oxidación media de +I para el nitrógeno. Los dos átomos de N ocupan posiciones distintas: el promedio no implica dos cargas reales idénticas. Es un óxido neutro en esta clasificación y un gas incoloro.
NH₄NO₃ → N₂O(g) + 2 H₂O(g) — balance de una vía de descomposición; los productos dependen de las condiciones.
Se usa en anestesia bajo control profesional y como propelente alimentario para nata o crema montada. No es un combustible, aunque puede favorecer la combustión a temperatura elevada. «Gas hilarante» es un nombre común, no una indicación de inocuidad. El balance de descomposición del nitrato de amonio es un ejemplo teórico: su calentamiento puede ser explosivo y no constituye una práctica doméstica.
NO · monóxido de nitrógeno · óxido de nitrógeno(II)
NO contiene un átomo de N y uno de O; N tiene oxidación +II. Es un gas incoloro y se clasifica como óxido neutro. Puede formarse a temperaturas altas, por ejemplo en el aire durante descargas de rayos o en motores.
N₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 NO(g) — requiere alta temperatura o aporte energético.
La ecuación de formación no significa que N₂ y O₂ reaccionen apreciablemente al mezclarlos a temperatura ambiente. NO puede oxidarse a NO₂: una clasificación como «neutro» no descarta otras reacciones.
NO₂ · dióxido de nitrógeno · óxido de nitrógeno(IV)
N está en +IV. NO₂ es un gas pardo y tóxico. En agua fría puede dar ácido nitroso y ácido nítrico: el nitrógeno pasa de +IV a +III en HNO₂ y a +V en HNO₃. Es una desproporción, porque una parte se reduce y otra se oxida.
2 NO₂(g) + H₂O(l) → HNO₂(aq) + HNO₃(aq) — representación inicial en agua fría.
El balance mostrado resume una reacción inicial. La composición posterior depende de oxígeno, temperatura y otras reacciones; no todas las disoluciones terminan con cantidades iguales de ambos ácidos.
P₄O₆ · hexaóxido de tetrafósforo · óxido de fósforo(III)
En 4x + 6(−2) = 0 resulta x = +3. La fórmula molecular P₄O₆ contiene cuatro P y seis O. P₂O₃ expresa la proporción mínima, pero no el tamaño de esa molécula. Puede formarse por oxidación limitada del fósforo y reacciona con agua para dar ácido fosforoso.
P₄(s) + 3 O₂(g) → P₄O₆(s) — balance global con oxidación limitada y producto enfriado.
P₄O₆(s) + 6 H₂O(l) → 4 H₃PO₃(aq) — hidrólisis en agua fría.
En estas ecuaciones se representa el producto enfriado como sólido; su fase depende de la temperatura. El oxígeno reactivo es O₂(g). Se muestran balances químicos, no instrucciones para quemar fósforo.
P₄O₁₀ · decaóxido de tetrafósforo · óxido de fósforo(V)
La cuenta 4x − 20 = 0 da P(+V). P₂O₅ es la fórmula empírica y aparece en el nombre habitual «pentóxido de fósforo». P₄O₁₀ representa la especie molecular; el sólido también puede presentar estructuras poliméricas.
P₄(s) + 5 O₂(g) → P₄O₁₀(s) — balance de oxidación con oxígeno suficiente.
P₄O₁₀(s) + 6 H₂O(l) → 4 H₃PO₄(aq) — agua suficiente para formar ácido ortofosfórico.
Tiene gran afinidad por el agua y se usa como desecante en sistemas compatibles. Con agua suficiente produce ácido fosfórico y libera calor; con otras proporciones pueden formarse especies condensadas. No es apropiado suponer que sirve para secar cualquier sustancia sin reaccionar con ella.
S tiene oxidación +IV. SO₂ es un gas incoloro, irritante y de olor penetrante; su temperatura normal de ebullición ronda −10 °C. La combustión del azufre es una de sus fuentes. S(s) es una abreviatura habitual del azufre elemental, cuya forma estable ambiental contiene unidades S₈.
S(s) + O₂(g) → SO₂(g) — balance por átomo de azufre.
En agua hay SO₂ disuelto y equilibrios que producen hidrogenosulfito y sulfito. H₂SO₃ se utiliza como representación global del ácido sulfuroso; no significa que todo el SO₂ se transforme en moléculas aislables de ese ácido.
Tres oxígenos exigen S(+VI). Puede obtenerse al oxidar SO₂; un catalizador basado en V₂O₅ acelera el proceso industrial. El catalizador modifica la velocidad, no la proporción de equilibrio a la misma temperatura.
SO₃(g) + H₂O(l) → H₂SO₄(aq) — balance de hidratación con agua en exceso.
Su reacción con agua es muy exotérmica y genera ácido sulfúrico. La lluvia ácida comprende varias transformaciones atmosféricas de SO₂ y óxidos de nitrógeno, además de su transporte y deposición: no es el nombre de una única reacción. El estado de SO₃ depende de temperatura y forma estructural; las ecuaciones mostradas especifican SO₃ gaseoso.
Dos moléculas de NO₂ pueden asociarse para formar N₂O₄. La ecuación es reversible. En la fase gaseosa, enfriar favorece el dímero y calentar favorece NO₂; la intensidad del color cambia con la composición.
2 NO₂(g) ⇌ N₂O₄(g) — equilibrio de dimerización.
NO₂ tiene un electrón desapareado y es paramagnético. En N₂O₄ los electrones están apareados y la molécula es diamagnética. Reducir N₂O₄ a NO₂ daría la misma proporción de átomos, pero perdería la identidad molecular.
N₂O₅ · pentaóxido de dinitrógeno · óxido de nitrógeno(V)
La suma 2x + 5(−2) = 0 da x = +5. Con agua forma ácido nítrico sin cambiar el estado de oxidación del nitrógeno. Este caso sí ilustra directamente el concepto de anhídrido ácido.
N₂O₅(s) + H₂O(l) → 2 HNO₃(aq) — hidratación.
El prefijo penta- indica cinco oxígenos y di- indica dos nitrógenos. El número romano V expresa oxidación, no número de átomos. También se encuentra el nombre tradicional «anhídrido nítrico».
La suma 2x − 2 = 0 da Cl(+I). Es un ejemplo de que los halógenos sí forman óxidos: no hay que confundir estos compuestos binarios con oxisales como NaClO. Cl₂O se relaciona con el ácido hipocloroso.
Con flúor cambia la clasificación: OF₂ se llama difluoruro de oxígeno. El flúor es más electronegativo y lleva −I; el oxígeno queda en +II. Por eso no debe tratarse OF₂ como un óxido de flúor ordinario.
Con prefijos: mono-, di-, tri-, tetra- y penta- cuentan átomos. CO y CO₂ son sustancias distintas; N₂O y NO₂ tampoco se pueden intercambiar.
Con número romano: «óxido de azufre(VI)» informa del estado de oxidación. Como O es −II, SO₃ satisface (+6) + 3(−2) = 0. El VI no significa seis átomos de azufre.
Con nombres tradicionales: «anhídrido sulfúrico» se refiere a SO₃ y «anhídrido fosfórico» al óxido de fósforo(V). Conviene acompañarlos de la fórmula para evitar ambigüedades. La nomenclatura con prefijos sigue la fórmula escrita: no reduce automáticamente fórmulas moleculares.
Propiedades: qué se puede generalizar
Los no metales presentan estados físicos diversos: a unos 20 °C y 1 atm, H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂ y los gases nobles son gases; Br₂ es líquido, y ejemplos como carbono, fósforo, azufre y yodo son sólidos. Las propiedades del elemento no se trasladan sin más a sus óxidos.
Muchos no metales conducen mal la electricidad, pero existen excepciones como el grafito. La electronegatividad mide la tendencia a atraer hacia el átomo la densidad electrónica de un enlace, no a atraer átomos completos. Su aumento hacia arriba y hacia la derecha es una tendencia general, con excepciones. En la escala de Pauling el flúor ronda 4,0.
En muchos óxidos no metálicos predominan enlaces covalentes. La fórmula por sí sola no garantiza una molécula aislada: algunos sólidos presentan redes o estructuras poliméricas. Tampoco todos los compuestos que contienen oxígeno pertenecen a esta familia: un peróxido, una oxisal y un óxido son categorías distintas.
Agua, combustión y sólidos
El agua es H₂O: su fórmula cuenta dos hidrógenos por cada oxígeno.Una combustión puede producir CO₂ y, si es incompleta, CO. La fotografía no permite medir qué gases hay ni en qué cantidad.El óxido de fósforo(V) puede presentarse como polvo blanco; el aspecto de una muestra, por sí solo, no permite confirmar su composición.
Errores frecuentes
Todos los óxidos no metálicos forman ácidos con agua. CO, NO y N₂O son contraejemplos habituales.
Cambiar subíndices para ajustar una reacción. Se cambian coeficientes; alterar CO a CO₂ cambia la sustancia.
Confundir número romano y prefijo. VI es oxidación; tri- cuenta tres átomos.
D₂ es el símbolo del deuterio. D o ²H identifica el isótopo; D₂ es una molécula.
El agua tiene ángulo de 90°. La molécula es angular, con aproximadamente 104,5°.
Todo SO₂ disuelto es H₂SO₃ molecular. La disolución contiene equilibrios y varias especies.
CO₂ no puede causar daño. El efecto depende de concentración y exposición.
O₂ y O₃ son óxidos. Contienen un solo elemento; son sustancias simples de oxígeno.
Ocho ejercicios para practicar
1. Nombra SO₃ con prefijos y calcula la oxidación del azufre.
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Trióxido de azufre; x + 3(−2) = 0, por tanto S es +VI.
2. Escribe la fórmula de monóxido de dinitrógeno. ¿Es lo mismo que NO₂?
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N₂O. No: NO₂ tiene un nitrógeno y dos oxígenos.
3. Entre CO, CO₂ y N₂O₅, ¿cuáles se clasifican como óxidos ácidos?
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CO₂ y N₂O₅. CO se clasifica como neutro frente a la simple hidratación.
4. Completa: P₄O₁₀ + __ H₂O → __ H₃PO₄.
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P₄O₁₀ + 6 H₂O → 4 H₃PO₄. En cada lado:4P,16O y12H.
5. ¿Qué sucede con el N(+IV) de NO₂ al formarse HNO₂ y HNO₃?
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Pasa a +III y +V, respectivamente. Una parte se reduce y otra se oxida: desproporción.
6. Calcula la masa de 0,250 mol de CO₂ usando M = 44,01 g/mol.
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m = nM = 0,250 × 44,01 = 11,0025 g ≈ 11,0 g, con tres cifras significativas.
7. ¿Por qué no se debe sustituir P₄O₁₀ por P₂O₅ en cualquier ecuación sin más cambios?
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P₂O₅ da la proporción mínima, mientras P₄O₁₀ cuenta los átomos de la especie molecular. Cambiar la fórmula obliga a reconsiderar los coeficientes y la representación.
8. ¿H₂O₂ y OF₂ se clasifican aquí como óxidos ordinarios?
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No. H₂O₂ es un peróxido, con O(−I); OF₂ es un fluoruro de oxígeno, con O(+II).
