Nomenclatura Inorgánica I: Números de oxidación, óxidos e hidróxidos

En química inorgánica, los compuestos se agrupan en funciones químicas: conjuntos de sustancias que tienen propiedades químicas semejantes porque comparten un mismo grupo funcional, es decir, un átomo o grupo de átomos que les confiere un comportamiento característico.

Así, por ejemplo:

En este tema estudiaremos las dos primeras funciones: óxidos e hidróxidos. Las dos últimas serán objeto del siguiente tema.

La nomenclatura química es el conjunto de reglas que permite asignar nombres y fórmulas a los compuestos. Aunque existen varios sistemas, los más usados en los exámenes de admisión son:

1. Nomenclatura tradicional o clásica: utiliza prefijos y sufijos como oso, ico, hipo...oso, per...ico según el número de oxidación.
2. Nomenclatura de Stock: indica el número de oxidación del elemento entre paréntesis y en números romanos, por ejemplo, $Fe_2O_3$: óxido de hierro (III).
3. Nomenclatura sistemática o IUPAC: utiliza prefijos de cantidad (mono-, di-, tri-, tetra-, etc.) para indicar la atomicidad de cada elemento, por ejemplo, $Fe_2O_3$: trióxido de dihierro.

En los exámenes de admisión a la UNMSM, con frecuencia se pide nombrar un compuesto en un sistema específico, así que es indispensable dominar los tres.

2.1. Definición

El número de oxidación o estado de oxidación (EO) es la carga eléctrica relativa —real o aparente— que adquiere un átomo cuando se enlaza con otro átomo.

• En compuestos iónicos, como el $CaS$, el calcio transfiere dos electrones al azufre; por eso, el calcio queda con carga real $+2$ y el azufre con carga real $-2$: $EO(Ca)=+2$, $EO(S)=-2$.
• En compuestos covalentes, como el $H_2O$, los electrones no se transfieren por completo, sino que se comparten. Sin embargo, como el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno, fingimos que los electrones del enlace pertenecen al oxígeno. Así, asignamos al hidrógeno $EO=+1$ y al oxígeno $EO=-2$. Esta es una carga aparente, pero muy útil para predecir fórmulas y reacciones.

2.2. Reglas para asignar números de oxidación

Estas reglas se aplican en orden de prioridad:

1. Sustancias simples: todo elemento sin combinarse tiene $EO=0$. Ejemplos:
   $$O_2: EO(O)=0;\quad H_2: EO(H)=0;\quad S_8: EO(S)=0;\quad Cu: EO(Cu)=0$$

2. Hidrógeno: generalmente tiene $EO=+1$.
   Excepción: en los hidruros metálicos, el hidrógeno actúa con $EO=-1$.
   Ejemplos:

   • $H_2O$: $H^{+1}$, $O^{-2}$
   • $NaH$: $Na^{+1}$, $H^{-1}$
   • $CaH_2$: $Ca^{+2}$, $H^{-1}$

3. Oxígeno: generalmente tiene $EO=-2$.
   Excepciones:

   • En los peróxidos, el oxígeno tiene $EO=-1$. Ejemplo: $H_2O_2$ (agua oxigenada), $Na_2O_2$.
   • Frente al flúor, el oxígeno tiene $EO=+2$. Ejemplo: $F_2O$ (fluoruro de oxígeno), porque el flúor es más electronegativo que el oxígeno.

4. Metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr): siempre $EO=+1$.
   Metales alcalinotérreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra): siempre $EO=+2$.
   Otros metales de EO fijo en sus compuestos: $Ag^{+1}$, $Zn^{+2}$, $Cd^{+2}$, $Al^{+3}$, $Ga^{+3}$.

5. Suma de números de oxidación:

   • En una molécula o compuesto neutro, la suma de todos los EO es cero.
   • En un ion poliatómico, la suma de los EO es igual a la carga del ion.

Con estas reglas podemos calcular el EO de cualquier elemento.

2.3. Cálculo de números de oxidación

El procedimiento es sencillo: se asignan los EO conocidos (hidrógeno, oxígeno, metales de EO fijo) y se despeja el EO del elemento desconocido.

Ejemplo 1: Calcular el EO del cloro en $HClO_2$.

$$\begin{aligned} H:& +1\\ O:& -2\\ \text{Suma: } & (+1) + (x) + 2(-2) = 0\\ & +1 + x -4 = 0\\ & x = +3 \end{aligned}$$

Entonces, $EO(Cl)=+3$ en $HClO_2$.

Ejemplo 2: Calcular el EO del cloro en $Cl_2O$.

$$2(x) + (-2) = 0 \implies 2x -2 = 0 \implies x = +1$$

Así, en $Cl_2O$, el cloro tiene $EO=+1$.

Ejemplo 3: Calcular el EO del nitrógeno en $NaN_3$.

$$\begin{aligned} Na:& +1\\ \text{Suma: } & 1(+1) + 3(x) = 0\\ & 1 + 3x = 0\\ & 3x = -1\\ & x = -1/3 \end{aligned}$$

Aquí el EO del nitrógeno es fraccionario, $-1/3$. Esto muestra que el EO no siempre es entero; en algunos compuestos como las azidas, el nitrógeno presenta un EO promedio fraccionario.

Ejemplo 4: Calcular el EO del manganeso en el ion permanganato $MnO_4^{-}$.

$$\begin{aligned} \text{Suma: } & x + 4(-2) = -1\\ & x -8 = -1\\ & x = +7 \end{aligned}$$

Entonces, $EO(Mn)=+7$.

2.4. Principales estados de oxidación de los elementos

No es necesario memorizar todos los elementos, pero sí los más frecuentes en los exámenes. En la siguiente tabla se resumen los EO con los que suelen formar compuestos frente al oxígeno o en funciones inorgánicas.

Metales y sus EO más comunes:

No metales y sus EO más comunes frente al oxígeno:

Observa que algunos metales como el cromo y el manganeso tienen comportamiento dual: con estados de oxidación bajos forman óxidos básicos (por ejemplo, $MnO$, $Cr_2O_3$), y con estados de oxidación altos forman óxidos ácidos (por ejemplo, $CrO_3$, $Mn_2O_7$). Esto se explica con detalle en la sección de óxidos.

3.1. Definición y formación

Los óxidos son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento químico con el oxígeno. En todos los óxidos, el oxígeno presenta $EO=-2$, y el otro elemento actúa con un EO positivo.

Según el carácter metálico o no metálico del elemento que acompaña al oxígeno, los óxidos se clasifican en:

• Óxidos básicos: se forman por la combinación de un metal con oxígeno.
  Ejemplos: $Na_2O$, $CaO$, $Fe_2O_3$, $CuO$.

• Óxidos ácidos o anhídridos: se forman por la combinación de un no metal con oxígeno.
  Ejemplos: $CO_2$, $SO_2$, $SO_3$, $Cl_2O$, $N_2O_5$.

La distinción es importante porque los óxidos básicos reaccionan con agua para formar hidróxidos, mientras que los óxidos ácidos reaccionan con agua para formar ácidos. Por eso, los óxidos ácidos tradicionalmente reciben el nombre de anhídridos (del griego: “sin agua”), porque al quitarles la molécula de agua se forma el ácido correspondiente.

3.2. Formulación de óxidos

Escribir la fórmula de un óxido es muy sencillo si conocemos el EO del elemento que se combina con el oxígeno.

Procedimiento:

1. Se escribe primero el símbolo del elemento (metal o no metal) y luego el oxígeno.
2. Se asignan los EO: el elemento con su EO positivo y el oxígeno con $-2$.
3. Se intercambian los valores absolutos de los EO, colocándolos como subíndices.
4. Si los subíndices tienen un divisor común, se simplifican.

Ejemplos:

• Sodio + oxígeno: $Na^{+1}$ y $O^{-2}$ → se cruzan los números → $Na_2O$.
• Calcio + oxígeno: $Ca^{+2}$ y $O^{-2}$ → al cruzar y simplificar → $CaO$ (no se escribe $Ca_2O_2$).
• Hierro +3 + oxígeno: $Fe^{+3}$ y $O^{-2}$ → se cruzan → $Fe_2O_3$.
• Plomo +4 + oxígeno: $Pb^{+4}$ y $O^{-2}$ → se cruzan y simplifican → $PbO_2$ (el subíndice 2 del plomo se simplifica con el 2 del oxígeno? No: $Pb_2O_4$ se simplifica a $PbO_2$).
• Azufre +6 + oxígeno: $S^{+6}$ y $O^{-2}$ → se cruzan → $S_2O_6$ → simplificando → $SO_3$.
• Cloro +1 + oxígeno: $Cl^{+1}$ y $O^{-2}$ → $Cl_2O$.

3.3. Nomenclatura de óxidos

Existen tres sistemas de nomenclatura. Apliquémoslos a los óxidos.

A) Nomenclatura tradicional o clásica

En este sistema, se usa la palabra “óxido” para los óxidos básicos y “anhídrido” para los óxidos ácidos, seguida del nombre del elemento con terminaciones que indican el EO.

Las reglas para elegir la terminación son:

• Si el elemento tiene un solo EO, se usa su nombre sin terminación especial:
  $Na_2O$: óxido de sodio; $CaO$: óxido de calcio.

• Si el elemento tiene dos EO, se usa:

  • Menor EO: terminación oso
  • Mayor EO: terminación ico

  Ejemplos con metales:

  • $Cu^{+1}$: $Cu_2O$ → óxido cuproso
    $Cu^{+2}$: $CuO$ → óxido cúprico
  • $Fe^{+2}$: $FeO$ → óxido ferroso
    $Fe^{+3}$: $Fe_2O_3$ → óxido férrico
  • $Pb^{+2}$: $PbO$ → óxido plumboso
    $Pb^{+4}$: $PbO_2$ → óxido plúmbico

• Si el elemento es un no metal con tres o cuatro EO, se usan prefijos y sufijos según el número de EO:

  • Para el menor EO: prefijo hipo- y sufijo -oso
  • Para el EO intermedio bajo: sufijo -oso
  • Para el EO intermedio alto: sufijo -ico
  • Para el mayor EO: prefijo per- y sufijo -ico

  Ejemplo con cloro (EO: $+1$, $+3$, $+5$, $+7$):

  • $Cl_2O$ ($Cl^{+1}$): anhídrido hipocloroso
  • $Cl_2O_3$ ($Cl^{+3}$): anhídrido cloroso
  • $Cl_2O_5$ ($Cl^{+5}$): anhídrido clórico
  • $Cl_2O_7$ ($Cl^{+7}$): anhídrido perclórico

  Ejemplo con azufre (EO: $+2$, $+4$, $+6$):

  • $SO$ ($S^{+2}$): anhídrido hiposulfuroso
  • $SO_2$ ($S^{+4}$): anhídrido sulfuroso
  • $SO_3$ ($S^{+6}$): anhídrido sulfúrico

  Ejemplo con nitrógeno (EO: $+3$, $+5$):

  • $N_2O_3$: anhídrido nitroso
  • $N_2O_5$: anhídrido nítrico

  En el caso del azufre, el EO $+2$ es poco común; en la práctica, los más usados son $+4$ y $+6$. De todos modos, la tabla completa sirve para el examen.

• Algunos metales de transición con alto EO forman óxidos ácidos y se nombran como anhídridos en la nomenclatura tradicional:

  • $CrO_3$ ($Cr^{+6}$): anhídrido crómico
  • $Mn_2O_7$ ($Mn^{+7}$): anhídrido permangánico
  • $MnO_3$ ($Mn^{+6}$): anhídrido mangánico

  Los óxidos básicos de los mismos metales se nombran como óxidos:

  • $CrO$ ($Cr^{+2}$): óxido cromoso
  • $Cr_2O_3$ ($Cr^{+3}$): óxido crómico
  • $MnO$ ($Mn^{+2}$): óxido manganoso
  • $MnO_2$ ($Mn^{+4}$): óxido mangánico

B) Nomenclatura de Stock

En este sistema, se escribe la palabra “óxido” + el nombre del elemento + el EO en números romanos entre paréntesis.

Ejemplos:

En la nomenclatura de Stock no se usan prefijos ni sufijos de tradicional. Es la más directa para indicar el EO.

C) Nomenclatura sistemática o IUPAC

En este sistema, se usan prefijos de cantidad para indicar el número de átomos de cada elemento. Los prefijos son: mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, hepta-, octa-, nona-, deca-.

Ejemplos:

El prefijo mono- a menudo se omite para el primer elemento; por ejemplo, $CaO$ se llama simplemente “óxido de calcio” en lugar de “monóxido de calcio”. Sin embargo, en los exámenes se acepta cualquiera.

3.4. Óxidos básicos y su reacción con agua

Los óxidos básicos son compuestos iónicos formados por un metal y oxígeno. Tienen las siguientes características:

• Son sólidos a temperatura ambiente (en general).
• Reaccionan con agua para producir hidróxidos (bases).
• Ejemplos: $Na_2O$, $CaO$, $FeO$, $CuO$.

Reacción general:

$$\text{Óxido básico} + \text{agua} \rightarrow \text{hidróxido}$$

Ejemplos:

$$Na_2O + H_2O \rightarrow 2NaOH$$ $$CaO + H_2O \rightarrow Ca(OH)_2$$ $$Fe_2O_3 + 3H_2O \rightarrow 2Fe(OH)_3$$

El $CaO$ (óxido de calcio) se conoce como cal viva; al reaccionar con agua forma $Ca(OH)_2$ (cal apagada), reacción que desprende calor y se usa en construcción.

3.5. Óxidos ácidos (anhídridos) y su reacción con agua

Los óxidos ácidos son compuestos covalentes formados por un no metal y oxígeno. Se caracterizan por:

• Ser gaseosos o volátiles a temperatura ambiente (muchos de ellos).
• Reaccionar con agua para producir ácidos.
• Ejemplos: $CO_2$, $SO_2$, $SO_3$, $N_2O_5$.

Reacción general:

$$\text{Óxido ácido} + \text{agua} \rightarrow \text{ácido}$$

Ejemplos:

$$SO_2 + H_2O \rightarrow H_2SO_3 \quad \text{(ácido sulfuroso)}$$ $$SO_3 + H_2O \rightarrow H_2SO_4 \quad \text{(ácido sulfúrico)}$$ $$CO_2 + H_2O \rightarrow H_2CO_3 \quad \text{(ácido carbónico)}$$ $$N_2O_5 + H_2O \rightarrow 2HNO_3 \quad \text{(ácido nítrico)}$$

Esta reacción es la puerta de entrada al tema siguiente, cuando estudiemos ácidos y sales.

3.6. Aplicaciones de los óxidos en la vida cotidiana y la industria

• $ZnO$ (óxido de zinc): se usa en cremas antisépticas para la piel, en pinturas y en protectores solares.
• $TiO_2$ (óxido de titanio (IV)): pigmento blanco de pinturas.
• $Fe_2O_3$ (óxido férrico): componente principal de la herrumbre; se usa como pigmento rojo y en la industria del acero.
• $CaO$ (óxido de calcio): se emplea para reducir la acidez de los suelos (encalado) y en la construcción.
• $CO_2$ (dióxido de carbono): gas de los extintores, hielo seco, bebidas carbonatadas; principal gas de efecto invernadero.
• $SO_2$ (dióxido de azufre): gas contaminante, precursor de la lluvia ácida, se produce en la metalurgia de sulfuros.
• $NO_2$ (dióxido de nitrógeno): gas pardo rojizo, contaminante del aire, se emite en motores de combustión.

4.1. Definición y grupo funcional

Los hidróxidos son compuestos ternarios que contienen un metal y el grupo hidróxido $OH^{-}$. También se les llama bases o álcalis porque en disolución acuosa liberan iones $OH^{-}$, que les confieren propiedades básicas.

El grupo $OH^{-}$ tiene carga global $-1$, porque el oxígeno en su interior tiene $EO=-2$ y el hidrógeno $EO=+1$: $(-2) + (+1) = -1$. Por lo tanto, el número de grupos $OH^{-}$ que se unen al metal debe ser igual al EO del metal para que el compuesto sea neutro.

4.2. Formulación de hidróxidos

El procedimiento es similar al de los óxidos:

1. Se escribe el símbolo del metal.
2. Se escribe el grupo $OH$ entre paréntesis.
3. Se coloca como subíndice el EO del metal; si es 1, no se escribe.
4. Si el metal tiene EO $+2$ o superior, se usan paréntesis: $Ca(OH)_2$, $Al(OH)_3$.

Ejemplos:

• Sodio ($EO=+1$): $NaOH$
• Calcio ($EO=+2$): $Ca(OH)_2$
• Aluminio ($EO=+3$): $Al(OH)_3$
• Hierro ($EO=+2$): $Fe(OH)_2$
• Hierro ($EO=+3$): $Fe(OH)_3$

Error común: escribir $CaOH_2$ en lugar de $Ca(OH)_2$. El paréntesis es obligatorio cuando el subíndice es mayor que 1, para indicar que todo el grupo hidróxido se repite.

4.3. Nomenclatura de hidróxidos

Al igual que en los óxidos, se usan los tres sistemas.

A) Nomenclatura tradicional

Se escribe “hidróxido” + nombre del metal con las terminaciones según su EO:

• Si el metal tiene un solo EO: se usa el nombre simple.

  • $NaOH$: hidróxido de sodio
  • $Ca(OH)_2$: hidróxido de calcio
  • $Al(OH)_3$: hidróxido de aluminio

• Si el metal tiene dos EO:

  • Menor EO: oso → $Fe(OH)_2$: hidróxido ferroso; $CuOH$: hidróxido cuproso
  • Mayor EO: ico → $Fe(OH)_3$: hidróxido férrico; $Cu(OH)_2$: hidróxido cúprico

B) Nomenclatura de Stock

Se escribe “hidróxido de” + nombre del metal + (EO en números romanos).

Ejemplos:

• $Fe(OH)_3$: hidróxido de hierro (III)
• $Fe(OH)_2$: hidróxido de hierro (II)
• $CuOH$: hidróxido de cobre (I)
• $Cu(OH)_2$: hidróxido de cobre (II)
• $Pb(OH)_4$: hidróxido de plomo (IV)

C) Nomenclatura sistemática

Se usan prefijos de cantidad para indicar el número de grupos $OH^{-}$.

Ejemplos:

• $NaOH$: monohidróxido de sodio
• $Ca(OH)_2$: dihidróxido de calcio
• $Fe(OH)_3$: trihidróxido de hierro

4.4. Formación de hidróxidos

Los hidróxidos se producen principalmente por la reacción de un óxido básico con agua:

$$\text{Óxido básico} + H_2O \rightarrow \text{Hidróxido}$$

Por ejemplo:

$$Na_2O + H_2O \rightarrow 2NaOH$$ $$CaO + H_2O \rightarrow Ca(OH)_2$$

En el laboratorio, esta reacción puede ser peligrosa si es muy exotérmica, como en el caso del $CaO$.

Aunque no son óxidos en sentido estricto, es importante mencionarlos porque suelen aparecer como excepción en las preguntas de EO.

Los peróxidos son compuestos binarios que contienen el grupo peróxido $O_2^{2-}$, en el que el oxígeno tiene $EO=-1$. Se caracterizan por tener un enlace oxígeno-oxígeno.

Ejemplos:

• $H_2O_2$: peróxido de hidrógeno (agua oxigenada)
• $Na_2O_2$: peróxido de sodio
• $CaO_2$: peróxido de calcio
• $BaO_2$: peróxido de bario

En la nomenclatura sistemática se llaman peróxidos de + metal, y no se simplifican los subíndices como en los óxidos: $Na_2O_2$ no se escribe $NaO$, porque eso representaría el óxido de sodio $Na_2O$ si el oxígeno tuviera $-2$. La presencia del grupo $O_2^{2-}$ es fundamental.

La pregunta de admisión 2018-I sobre el EO del oxígeno incluía el peróxido de hidrógeno, de modo que este tema debe quedar claro.