Gua de prctica 2011 Fórmulas Químicas - Norma Espinoza

Vista previa del material en texto

UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA NACIONAL 
FRRO. 
 
Departamento ciencias básicas 
Cátedra de química general 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Fórmulas químicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ing. Eléctrica – Ing. Civil – Ing. Mecánica 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
1 
EL ATOMO Y SUS COMPONENTES 
El átomo es la parte más pequeña en la que se puede obtener la materia de forma estable, ya 
que las partículas subatómicas que lo componen no pueden existir aisladamente salvo en 
condiciones muy especiales. Las partículas subatómicas principales son: 
� Protón: partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a 1, se simboliza (p+) 
� Electrón: partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a 1, se simboliza (e-) 
� Neutrón: partícula elemental eléctricamente neutra, se simboliza (no) 
Los protones y los neutrones se ubican en el núcleo atómico, mientras que los electrones lo 
hacen en el espacio que los rodea. En condiciones normales un átomo tiene el mismo número 
de protones que de electrones, lo que convierte a los átomos en entidades eléctricamente 
neutras. 
El número de protones en el núcleo atómico, denominado número atómico (Z) es el que 
determina las propiedades químicas del átomo en cuestión. 
Z = número de p+ 
La suma de los protones y los neutrones del núcleo, constituyen el número másico (A), y 
representa la masa de este átomo, ya que la masa de los electrones es despreciable en 
comparación a la de los neutrones y protones. 
A = número de p+ + número de no 
Símbolo atómico: Es el conjunto de una, dos o tres letras que se usa para representar un átomo en una 
fórmula química. Cuando el átomo se representa por una sola letra, ésta debe escribirse siempre en 
mayúscula. Si el símbolo esta compuesto por más de dos letras, la primera de ella debe ir siempre en 
mayúscula, mientras que la segunda de ellas debe ir siempre en minúscula. Ejemplos: 
 
ELEMENTO SIMBOLO 
HIERRO Fe 
NITROGENO N 
FÓSFORO P 
 
Muchos elementos tienen notables similitudes entre sí. Por ejemplo el litio (Li), el sodio (Na) y el potasio 
(K) son metales blandos muy reactivos. Los elementos helio (He), neón (Ne), argón (Ar) son gases poco 
reactivos. 
En general esta información se resume como se muestra en el siguiente grafico: 
 
 
 
 
 
Símbolo del elemento 
atómico número 
X 
másico número 
A 
Z 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
2 
Ejercicio 1: Llene los espacios huecos de la siguiente tabla suponiendo que cada columna representa un 
átomo neutro. 
Símbolo 
52 Cr 
Protones 33 77 
Neutrones 42 20 
Electrones 20 86 
Número de masa 222 193 
 
¿cómo se ordenan los elementos químicas? 
El arreglo u ordenamiento de los elementos químicos es conocidos como: Tabla Periódica. Los 
elementos han sido ubicados en orden creciente del número atómico quedando así en las columnas 
verticales aquellos elementos con propiedades similares. 
 
La tabla periódica se puede dividir en: 
� Los gases nobles – Son gases de poca reactividad por lo que se les 
denomina como inertes. Por ejemplo helio, neón y argón no se 
combinan con ningún otro elemento, mientras que kriptón y xenón se 
combinan con muy pocos. Por esta razón, estos elementos existen con 
mucha facilidad en forma natural. 
 
� Los metales – son la categoría más grande de elementos. Son 
fácilmente reconocibles por su apariencia y todos, excepto mercurio, 
son sólidos a temperatura ambiente. Son maleables y buenos 
conductores de calor y electricidad. 
 
� Los no metales – al igual que los metales se distinguen por su 
apariencia. Once de los diecisiete elementos no metales son gases, uno 
es líquido (bromo) y los restante cinco son sólidos a temperatura 
ambiente. Son quebradizos y son pobres conductores de calor y 
electricidad. 
 
� Los metaloides o semimetales – sólo nueve de todos los 
elementos pertenecen a esta categoría. Reciben esta clasificación 
debido a que sus propiedades son intermedias entre los metales y los 
no metales. Son quebradizos y son pobres conductores de electricidad 
y calor. 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
3 
Representándolos a todos juntos queda: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aquellos elementos ubicados en una columna se conocen como grupo mientras que los dispuestos en 
cada fila como período. 
 
 
Una propiedad que verás en la Tabla Periódica para cada elemento químico es la electronegatividad que 
se define como: Tendencia relativa que tienen los átomos de los distintos elementos para atraer (e-) de 
una unión química. Es decir, estamos hablando de una propiedad de los átomos enlazados y mientras 
mayor sea la electronegatividad de un átomo mayor será su capacidad para atraer electrones. 
Se le asigna arbitrariamente al flúor un valor de electronegatividad de 4, siendo éste el más 
electronegativo, mientras que el menos electronegativo y con una electronegatividad de 0.7 es el cesio 
(Cs). 
 
¿Cuáles son los elementos que tienen tendencia a ceder electrones y cómo se hallan ubicados en la 
Tabla Periódica? 
Los elementos con tendencia a ceder electrones son los metales, y se hallan ubicados hacia la izquierda 
y hacia abajo en la Tabla. Cuanto más a la izquierda y más abajo se ubique un elemento, mayor será su 
tendencia a ceder electrones. 
 
 
METALES 
NO METALES 
METALOIDES 
GASES NOBLES 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
4 
¿Cuáles son los elementos que tienen tendencia a captar electrones y cómo se hallan ubicados en la 
Tabla Periódica? 
Los elementos con tendencia a captar electrones son los no metales, y se hallan ubicados hacia la 
derecha y hacia arriba en la Tabla. Cuanto más a la derecha y más arriba se ubique un elemento, mayor 
será su tendencia a captar electrones. 
En general, a lo largo de cada periodo hay un aumento continuo de la electronegatividad de izquierda a 
derecha, es decir desde los elementos con carácter metálicos a los no-metálicos. 
 
 
 
 
 
 
 
Una vez conocida la ubicación en la Tabla periódica y las tendencias de los elementos a ceder o a captar 
electrones, podemos explicarnos como y por que los elementos se unen de determinada manera. 
Los elementos cuando se unen, pierden, ganan o comparten electrones, pero no en cualquier cantidad, 
sino que lo hacen para llegar a una estructura más estable. Esa estructura más estable en la mayoría de 
los elementos representativos es la correspondiente a un gas noble. 
Cuando los elementos interactúan para formar uniones entre ellos, sólo entran en contacto los 
electrones más externos, llamados electrones de valencia. 
 
¿Por qué son tan estables los gases nobles? 
Los gases nobles son tan estables porque tienen su último nivel de energía completo, y por eso son tan 
poco reactivos y prácticamente no se unen con ningún otro elemento, ni consigo mismos. La molécula 
de los gases nobles es monoatómica. 
Como todos los gases nobles, excepto el Helio, tienen 8 electrones en su último nivel de energía; esto 
llevó a la denominada regla del octeto, o sea que los elementos tienden a completar sus 8 electrones en 
el último nivel. Como toda regla, tiene sus excepciones (algunas de las cuales veremos como ejemplo). El 
Hidrógeno al unirse no completa 8 electrones, sino 2. Pero el Hidrógeno no es una excepción a la regla. 
 
¿Por qué el hidrógeno no es excepción a la regla del octeto? 
El Hidrógeno tiene un solo electrón, que se encuentra en el nivel 1. Como el nivel 1 se completa con 2 
electrones, al llegar a ese valor llega a la configuración electrónica del Helio, que es el primer gas noble. 
 
F(4) 
Cs(0,7) 
Elemento más 
electronegativo 
Elemento más 
electropositivo 
 Aumento de la electronegatividad 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICASCÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
5 
UNIONES QUÍMICAS 
Tenemos entonces tres posibilidades de unión entre los distintos elementos. 
� Si se unen un elemento con tendencia a ceder electrones (metálico) y un elemento con tendencia a 
captar electrones (no metal, con alta electronegatividad) con una gran diferencia de 
electronegatividad entre si; el metal cederá sus electrones al no metal y se formaran iones, 
quedando el metal como catión (carga +) y el no metal como anión (carga -). La atracción 
electrostática entre los iones de signo contrario forma la UNIÓN IÓNICA. 
 
LA UNIÓN IÓNICA se produce cuando se unen un metal y un no metal con suficiente diferencia de 
electronegatividad entre sí. Se forman iones con cargas eléctricas contrarias y la atracción 
electrostática entre ellos forma la unión. 
 
El ejemplo de unión iónica es la unión del cloro con el sodio. El sodio tiene mucha tendencia a ceder 
el último electrón porque al hacerlo se queda con la configuración electrónica del gas noble 
anterior, en este caso adquiere la configuración del Neón. El cloro necesita ganar un electrón para 
llegar a la configuración electrónica de gas noble, en este caso la del Argón. El sodio cede su electrón 
al cloro y los dos completan su octeto. La representación de esto se muestra en forma sencilla 
usando estructura de Lewis o diagrama de punto. 
Con el objeto de destacar los electrones de valencia, se utilizan los símbolos de Lewis. Un símbolo de 
Lewis está formado por el símbolo químico del elemento y un punto por cada electrón de valencia 
del átomo en cuestión. Nótese que, con excepción del Helio, el número de electrones de valencia 
de un átomo es el mismo que el número del grupo al cual pertenece. Los metales de transición, los 
lantánidos y los actínidos tienen capas internas incompletas y en general no es posible escribir 
símbolos sencillos de puntos de Lewis. 
 
 + → 
 
� Si se unen dos elementos metálicos (o átomos del mismo elemento, que es el caso más usual), con 
tendencia a ceder electrones y baja electronegatividad; como esos últimos electrones están muy 
débilmente unidos lo que se produce es una red tridimensional de cationes entre los cuales pueden 
moverse libremente los electrones. Esa es la UNIÓN METÁLICA, que tiene características 
particulares que luego veremos. 
 
LA UNIÓN METÁLICA se produce en general entre los átomos de un mismo elemento metálico, que 
tiene baja electronegatividad, como en el hierro, el cobre o el aluminio. 
Na Cl Cl Na 
Símbolo de Lewis Símbolo de Lewis Fórmula de Lewis 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
6 
 
La unión metálica no tiene representación en una estructura de Lewis. 
� Por último, si se unen dos elementos con tendencia a captar electrones (de alta electronegatividad y 
poca diferencia de electronegatividad entre si), como los dos “quieren quedarse” con los 
electrones, ya que necesitan captar electrones para completar su octeto, terminan 
compartiéndolos. Esta es la UNIÓN COVALENTE. 
 
LA UNIÓN COVALENTE se produce entre no metales, elementos con alta electronegatividad y poca 
diferencia de electronegatividad entre sí. 
 
Es covalente la unión existente en la molécula de cloro, dónde como ambos átomos necesitan un 
electrón más para completar su octeto, comparten un par de electrones, eso es lo que se denomina 
una unión covalente simple. 
 
 
 
 Estructura de Lewis Fórmula desarrollada 
En la representación de Lewis se reemplaza el par de electrones compartido por una línea, 
obteniéndose la formula desarrollada como se ve en la figura. 
En el caso del cloro, los dos átomos que se unen son del mismo elemento, y por lo tanto tendrán la 
misma electronegatividad. El par electrónico que se comparte está igualmente compartido, eso es lo 
que se denomina una unión covalente pura o no polar. 
Pero la unión covalente también puede darse entre elementos que tengan diferente 
electronegatividad, como por ejemplo el cloro y el hidrógeno. 
 
En este caso el cloro es más electronegativo y el par electrónico que se comparte no esta 
igualmente compartido, sino que se encontrará (en promedio) mas cerca del cloro que del 
hidrógeno. Esto es lo que se denomina una unión covalente polar. En estos casos hay una 
separación de carga, pero no la suficiente como para que la unión sea iónica. Se dice que hay una 
Cl Cl 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
7 
fracción o densidad de carga negativa del lado del cloro y una fracción o densidad de carga positiva 
del lado del hidrógeno y se forma lo que se denomina un dipolo. 
 
LA UNIÓN COVALENTE ES PURA O NO POLAR cuando no hay diferencia de electronegatividad entre 
los átomos unidos. LA UNIÓN COVALENTE ES POLAR cuando existe una diferencia de 
electronegatividad entre los átomos unidos. 
 
Si tenemos en cuenta esto, desde un extremo, que es la unión covalente pura, si vamos 
aumentando la diferencia de electronegatividad entre los elementos que se unen podremos llegar 
hasta el otro extremo que es la unión iónica. Entonces surge la pregunta: ¿donde esta el limite? 
hasta dónde seguimos diciendo que la unión es covalente y donde comenzamos a decir que la unión 
es iónica. La respuesta es que ese límite no esta rígidamente definido. De hecho hay diferencias de 
apreciación entre diferentes autores. Pero la diferencia de electronegatividad es un parámetro que 
ayuda mucho a determinar si una unión es covalente o iónica y, por lo tanto, si un compuesto es 
covalente o iónico. Nosotros vamos a tomar como limite una diferencia de electronegatividad de 2, 
si es menor diremos que es covalente; y si es 2 o mayor, que es iónica. 
Existen distintos tipos de uniones covalentes: 
UNIÓN COVALENTE SIMPLE cuando se comparte un solo par de electrones (cada átomo aporta un 
electrón). Es el caso visto en el cloro o en el cloro y el hidrógeno. 
UNIÓN COVALENTE DOBLE cuando se comparten dos pares de electrones entre los mismos átomos, 
es el caso del dióxido de carbono. 
 
 
 
 Formula de Lewis Formula desarrollada 
UNIÓN COVALENTE TRIPLE cuando se comparten tres pares de electrones entre los mismos átomos, 
es el caso del nitrógeno. 
 
 
 Formula de Lewis Formula desarrollada 
UNIÓN COVALENTE DATIVA O COORDINADA cuando el par que se comparte es aportado por uno 
solo de los átomos que se unen, es el caso del dióxido de azufre. 
 
 
 
 Formula de Lewis Formula desarrollada 
O C O 
N N 
O S O 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
8 
Tendrás que poder escribir las fórmulas de Lewis de muy diversos compuestos. Debes notar que en las 
estructuras de Lewis los electrones que se representan son los electrones de valencia, los del último 
nivel. Tienes que notar también que en las fórmulas de Lewis representamos de manera diferente a los 
electrones de los distintos átomos (círculos, cruces, etc.). Esto no significa que los electrones sean 
diferentes, todos los electrones son iguales e indistinguibles. Simplemente es un recurso didáctico para 
comprender como es la unión. Otra cosa importante es que en las fórmulas de Lewis los electrones 
siempre se colocan en pares, y los electrones que no forman uniones siempre están formando pares, 
por eso hablamos de pares de electrones compartidos (cuando forman una unión) y pares de 
electrones sin compartir o libres (cuando no están formando unión). 
 
¿Podrías hacer las tres posibles fórmulas de Lewis para el SO2 ? 
 
Pero la fórmula correcta esuna sola, y la razón está en la naturaleza de la unión covalente dativa. 
 
¿Podes explicarlo? 
En la unión covalente dativa, en la cual el par de electrones que se comparten pertenecen a un solo 
átomo, el elemento que cede el par compartido es siempre menos electronegativo que el que lo acepta. 
Esto en general se cumple, salvo en casos excepcionales que no estudiaremos en este curso. En los 
compuestos más comunes que veremos en este curso, la unión coordinada siempre se da de otro 
elemento hacia el oxigeno, ya que el único elemento más electronegativo que el oxigeno es el flúor. 
 
¿Por qué necesitamos saber si una unión es iónica o covalente? 
Necesitamos saberlo para saber si un compuesto va a ser iónico o covalente, pero además para 
representar en forma correcta su fórmula de Lewis. Nota que la representación en fórmula de Lewis es 
distinta para una unión iónica y para una covalente, por lo tanto, antes de representarla se debe 
conocer si la unión es iónica o covalente. 
Uno de los errores comunes entre los alumnos es creer que las cosas son de una manera u otra, y que 
no existen matices intermedios. Entonces memorizan “entre metal y no metal la unión es iónica”. Esto 
no es siempre verdadero. La unión iónica siempre se va a dar entre un metal y un no metal, pero entre 
un metal y un no metal que tengan suficiente diferencia de electronegatividad entre si. Vamos a ver 
ejemplos de uniones entre metal y no metal que son covalentes. 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
9 
Es importante que tengas en cuenta que ese límite de diferencia de electronegatividad no es una cosa 
tajante, y además que la diferencia de electronegatividad no es lo único que hace que un compuesto sea 
iónico o covalente. Por eso cuando esa diferencia está cerca del límite hay que tener cierto cuidado. Por 
ejemplo entre el berilio, un metal del grupo IIA, y el cloro, un halógeno, uno diría a priori que la unión es 
iónica. Si uno mira la diferencia de electronegatividad en la Tabla, es 1,5 y se trata de un compuesto 
covalente. Si tomamos el azufre y el sodio, su diferencia de electronegatividad es 1,6, sin embargo es un 
compuesto iónico a pesar de que la diferencia de electronegatividad es casi la misma. 
Ejercicio 2: Practica ahora escribiendo las fórmulas de Lewis de los siguientes compuestos, 
determinando primero si son iónicos o covalentes. Tiene en cuenta que la diferencia de 
electronegatividad es siempre positiva (`mayor electronegatividad´ menos `menor electronegatividad´). 
Por ejemplo en el Cl2O, no porque tenga dos átomos de cloro tengo que multiplicar la 
electronegatividad del cloro por dos, es el valor para el oxigeno menos el valor para el cloro. 
� Cl2O 
� BeCl2 
� K2O 
� MgBr2 
� Ca3N2 
� PbCl4 
 
Ejercicio 3: Todos los compuestos que siguen están formados por elementos no metálicos. En estos 
casos no es necesario fijarse en la diferencia de electronegatividad, siempre las uniones serán 
covalentes. Además, en todos los casos se cumple la regla del octeto y hay una única manera de unir los 
átomos respetándola. Escribe sus fórmulas de Lewis: 
� H2O2 
� N2H4 
� C2H4 
� SO3 
� C2H2 
� CH2Cl2 
� H2CO3 
 
Valencia: Indica la cantidad de electrones que puede usar un elemento para combinarse con otro, sin 
indicar si acepta o cede: CH4: la valencia del C es IV 
Estado de oxidación o Número de oxidación: Es el Nº de electrones que un átomo puede captar o ceder 
(total o parcialmente) al formar un compuesto. Es la valencia con signo. 
 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
10 
 ÓXIDOS 
Son compuestos binarios formados por la combinación del oxígeno en su número de oxidación (-2), con 
otro elemento, que llamaremos “E”, actuando con número de oxidación (x) positivo. Su fórmula general 
es: 
E2 On 
Si los subíndices son divisibles por 2, se simplifican. 
 
NOMENCLATURAS 
Existen varias formas de nombrar un compuesto, algunas recomendadas por la IUPAC (unión 
internacional de química pura y aplicada) y otras más antiguas. Dado que te puedes encontrar con 
todas ellas es importante que las conozcas. 
 
Clásica o tradicional 
Si el elemento posee un único valor de numero de oxidación, el compuesto se nombra con las palabras 
“óxido de” seguido del nombre del elemento sin terminación alguna. 
Cuando es necesario aclarar el número de oxidación del elemento, se nombran usando la palabra 
“óxido” seguida del nombre del elemento con terminación “oso” o “ico” . 
 
 
Terminaciones 
Cantidad de números 
de oxidación con que 
puede actuar. 
óxido Hipo-………..-oso 
óxido …………………-oso 
óxido………………….-ico 1 
2 
3 Menor número de oxidación 
⇓⇓⇓⇓ 
Mayor número de oxidación 
óxido Per-…………..-ico 
4 
 
Más adelante veremos que el manganeso es una excepción a esta regla. 
Ejemplos: 
� El calcio tiene un único número de oxidación (+2), por lo que forma un único oxido: 
 CaO llamándose “oxido de calcio”. 
� El cloro tiene cuatro números de oxidación (+1), (+3), (+5) y (+7), formando cuatro óxidos: 
 Cl2O1 óxido hipocloroso 
 Cl2O3 óxido cloroso 
 Cl2O5 óxido clórico 
 Cl2O7 óxido perclórico 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
11 
Numerales de Stock 
Se nombran con la palabra “óxido de” seguida del nombre del metal con su número de oxidación 
indicado entre paréntesis en números romanos. Si el elemento tiene número de oxidación único se 
omite. 
Ejemplos: 
 Li2O óxido de litio 
 Fe2O3 óxido de hierro (III) 
 Cl2O7 óxido de cloro (VII) 
 
Sistemática o Atomicidad 
Utiliza prefijos (mono_, di_, tri_, tetra_, penta_, hexa_, hepta_ ) para cada elemento, que indica la 
cantidad de veces que están en ese compuesto. 
Ejemplos: 
 Li2O monóxido de dilitio 
 Fe2O3 Trióxido de dihierro 
 Cl2O7 heptóxido de dicloro 
 
¿Cómo se forman los óxidos? 
Hasta ahora lo hemos obtenido directamente con los elementos y conociendo el número de oxidación 
con que éstos actúan. Vamos a ver a continuación cómo se forman realmente, desde su reacción 
química. Para esto debemos entender primero que es una reacción química. 
Una reacción química es el proceso por el cual una o mas sustancias cambian para formar una o más 
sustancias nuevas. Las reacciones químicas se expresan por medio de ecuaciones químicas. 
 
 Fe + O2 → Fe O óxido ferroso
 
En las reacciones anteriores los elementos tienen número de oxidación cero. El signo “+” se interpreta 
como “se combina con” y la flecha se interpreta “para formar”. Todas las sustancias que están a la 
izquierda de la flecha se llaman reactivos y todas las que están a la derecha se llaman productos. En 
conclusión, los reactivos se combinan para formar productos. 
Pero toda reacción química es también una ecuación y como tal debe resolverse. La flecha aquí ocupa el 
lugar del igual: 
 Fe + O2 = Fe O óxido ferroso
 
Esto significa que todos los elementos que están como reactivos deben estar también entre los 
productos, y deben estarlo en la misma cantidad a ambos lados del signo igual. Por lo que debemos 
balancear la ecuación, para ello utilizaremos números enteros multiplicando a cada compuesto, de 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
12 
forma tal que el número de átomos de cada tipo sea igual en ambos lado de la flecha. Estos números se 
llaman coeficientes estequiométricos. 
Para nuestro ejemplo hay unátomo de hierro en los reactivos y uno entre los productos, para el oxígeno 
hay dos átomos en los reactivos y un átomo en los productos. 
Comencemos multiplicando al óxido por 2 en los reactivos: 
 
 
 Fe + O2 → 2 Fe O óxido ferroso
 
Se ve que el oxígeno esta balanceado pero el hierro no, por lo que multiplico el hierro de los reactivos 
por 2: 
 2 Fe + O2 → 2 Fe O óxido ferroso
 
La ecuación ya esta balanceada y dice: dos átomos de hierro se combinan con una molécula de oxigeno 
para formar dos moléculas de óxido. 
Es importante que recuerdes que en el balanceo de una ecuación, sólo se pueden modificar los 
coeficientes pero nunca los subíndices. Si cambio el coeficiente estequiométrico sólo varia la cantidad 
de veces que ese compuesto esta presente en la ecuación. Pero al cambiar un subíndice, cambia la 
identidad del compuesto. 
Aclaración: si bien podemos plantear una reacción de obtención para todos los compuestos, no 
necesariamente esta sea la vía de formación en la naturaleza, simplemente la planteamos con fines 
didácticos, para que sea más simple entender el proceso. También hay que tener en cuenta que algunos 
elementos son diatómicos, es decir, su molécula se encuentra constituida por dos átomos. Estos son: 
Los elementos del Grupo 7A (Halógenos): Fluor 2F , Cloro 2Cl , Bromo 2Br , Iodo 2I Y los elementos : 
Hidrogeno 2H , Oxigeno 2O , Nitrógeno 2N 
En particular cuando el oxígeno se combina con un metal, el óxido resultante se llama óxido básico y 
cuando se combina con un no metal se llama óxido ácido. 
Para los óxidos básicos se recomienda usar la nomenclatura tradicional o Stock, mientras que para los 
óxidos ácidos se recomienda la nomenclatura sistemática (atomicidad). 
Ejemplos: 
Fórmula Clasificación 
Nomenclatura 
Stock 
Nomenclatura 
Sistemática 
Nomenclatura 
Tradicional 
CuO Óxido básico óxido de cobre (II) Monóxido de cobre óxido cúprico 
Cl2O3 Óxido ácido óxido de cloro (III) trióxido de dicloro Òxido cloroso 
Hg2O Óxido básico óxido de mercurio (I) Monóxido de dimercurio óxido mercurioso 
Al2O3 Óxido básico óxido de aluminio Trióxido de dialuminio óxido alumínico 
Na2O Óxido básico óxido de sodio Monóxido de disodio óxido sodico 
Br2O7 Óxido ácido Óxido de bromo (VII) heptóxido de dibromo Óxido perbrómico 
 
Coeficiente estequiométrico 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
13 
Mención especial requieren los óxidos del nitrógeno. 
Nº de 
oxidación 
Fórmula Nomenclatura Sistemática Nomenclatura tradicional 
+1 N2O monóxido de dinitrógeno Óxido nitroso 
+2 NO monóxido de nitrógeno Óxido nítrico 
+3 N2O3 trióxido de dinitrógeno Anhídrido nitroso 
+4 NO2 Dióxido de nitrógeno Dióxido de nitrógeno 
+4 N2O4 Tetróxido de dinitrógeno Tetróxido de dinitrógeno 
+5 N2O5 pentóxido de dinitrógeno Anhídrido nítrico 
 
Ejercicio 4: Completar la siguiente tabla. 
Fórmula N. sistemática N. stock N. tradicional 
F2O 
I2O7 
As2O5 
CaO 
Fe2O3 
PbO 
 Óxido de plata 
 Dióxido de azufre 
Al2O3 
SnO 
N2O5 
CO 
Au2O 
SrO 
TeO2 
Na2O 
 Óxido aúrico 
 Óxido cuproso 
 Óxido de selenio (II) 
 
Ejercicio 5: Indicar los nombres, clasificarlos en óxidos básicos y óxidos ácidos y obtener las ecuaciones 
de formación de los siguientes óxidos: 
a) HgO b) SiO 
c) P2O5 d) FeO 
e) N2O3 f) PbO2 
g) Li2O h) MgO 
i) CO2 
 
 
 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
14 
PERÓXIDOS 
Son compuestos formados por oxígeno y metal, pero el oxígeno actúa con número de oxidación (-1) y se 
encuentra formando una estructura singular, denominada anión peróxido (O2
-2). 
Su fórmula general es 
M2 (O2)y 
M = átomo metálico; (O2) = grupo peroxo; y = valencia del metal 
 
NOMENCLATURA: 
Se nombran con la palabra peróxido; la preposición de y el nombre del metal con el número de 
oxidación en números romanos (si existen varios). 
Ejemplos: 
Peróxido de hidrógeno H2O2 
Peróxido de sodio Na2O2 
Peróxido de bario Ba2(O2)2 -> BaO2 
Peróxido de hierro (II) Fe2(O2)2 -> FeO2 
El subíndice 2 del oxígeno que indica el tipo particular de enlace diatómico nunca se simplifica, como se 
ve en el peróxido de hidrógeno, el cual también es llamado agua oxigenada. 
 
HIDRÓXIDOS O BASES 
Son los compuestos constituidos por un catión metálico y tantas agrupaciones (OH)- (ión oxidrilo o 
hidroxilo) como el número de oxidación del metal. Pueden representarse por la fórmula general: 
Me(OH)x 
En la que Me simboliza el metal y “x” su número de oxidación. Observar que la “x” esta siempre fuera 
de un paréntesis que incluye al oxidrilo, porque significa que multiplica los dos elementos que lo 
componen, y se interpreta como el número de oxidrilos necesario para neutralizar la carga de ese 
catión. 
Su formación siempre puede imaginarse por el agregado de agua al óxido básico respectivo. 
 
Óxido básico + agua → hidróxido 
 
Tanto la reacción química como la ecuación química se escriben de forma similar a la que se hizo con los 
óxidos. Por supuesto también tendremos que balancearlas, para ello conviene en los hidróxidos 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
15 
comenzar por el metal y luego seguir con el hidrógeno; por último verificar si el oxígeno está 
balanceado. 
Ejemplos: 
 PbO + H2O → Pb(OH)2 
 Al2O3 + 3 H2O → 2 Al(OH)3 
 
NOMENCLATURA 
Clásica o tradicional 
Si el metal posee un único valor de número de oxidación, el compuesto se nombra con las palabras 
“hidróxido de” seguido del nombre del metal sin terminación alguna. 
Cuando es necesario aclarar el número de oxidación del metal, se nombran usando la palabra 
“hidróxido” seguida del nombre del metal con terminación “oso” o “ico” (Se nombran como el óxido que 
lo origina cambiando la palabra óxido por hidróxido). 
Ejemplo: 
El sodio tiene un único número de oxidación (+1) Na(OH) hidróxido de sodio 
El hierro tiene dos números de oxidación (+2) y (+3) Fe(OH)2 hidróxido ferroso 
 Fe(OH)3 hidróxido férrico 
 Observe que no se usa “de” 
Numerales de Stock 
Se nombran con la palabra “hidróxido de” seguida del nombre del metal con su numero de oxidación 
indicado entre paréntesis en números romanos. 
 
Sistemática o Atomicidad 
Se anteponen los prefijos mono, di, tri, etc., a la palabra “hidróxido de” seguido del nombre del metal 
correspondiente. 
Ejemplos: 
Ácido Nomenclatura clásica Nomenclatura de Stock Nomenclatura Sistemática 
Ni(OH)2 Hidróxido niqueloso Hidróxido de níquel (I) Dihidróxido de níquel 
Ni(OH)3 Hidróxido niquélico Hidróxido de níquel (II) Trihidróxido de níquel 
Zn(OH)2 Hidróxido de cinc Hidróxido de cinc Dihidróxido de cinc 
En este texto y de acá en adelante se hará uso exclusivo de las nomenclaturas clásica y Stock paranombrar los hidróxidos debido a su amplio uso. 
 
Hidróxido de amonio 
El amoníaco reacciona con el agua formando el hidróxido de amonio. 
 NH3
 
+ H2
 
O → (NH4) (OH) 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
16 
Ejercicio 6: Dada la fórmula, escriba el nombre de los siguientes hidróxidos: 
a) Li(OH) 
b) Cu(OH)2 
c) Fe(OH)3 
d) Cd(OH)2 
 
Ejercicio 7: Dado el nombre de los siguientes hidróxidos escriba la ecuación de formación y balancee. 
a) Hidróxido de cobalto (II) 
b) Hidróxido plúmbico 
c) Hidróxido cúprico 
d) Hidróxido de estaño (IV) 
 e) Hidróxido de amonio 
 
Ejercicio 8: Complete la siguiente tabla 
Fórmula N. stock N. tradicional 
Hg(OH) 
 Hidróxido de sodio 
Au(OH) 
 Hidróxido de talio (I) 
 Hidróxido de mercurio (II) 
 
 Hidróxido estannoso 
K(OH) 
 Hidróxido estánnico 
Ag(OH) 
 
HIDRUROS 
 
Los Hidruros son compuestos binarios que resultan de la combinación de un elemento (metal o no 
metal) con el Hidrógeno. Se los diferencia en Hidruros Metálicos e Hidruros No Metálicos. Generalmente 
son gaseosos. 
 
HIDRUROS NO METÁLICOS O COVALENTES 
Compuesto formado por un No Metal y el Hidrógeno. Son todos gaseosos. Los elementos que forman 
esta clase de hidruros son: Azufre S , Selenio Se , Telurio Te , Fluor 2F , Cloro 2Cl , Bromo 2Br e 
Iodo 2I . Todos actúan siempre con el menor número de oxidación. 
Su formula general es: 
 HvN 
Donde “N” representa al no metal y “v ” es el número de oxidación del no metal. En estos compuestos 
el hidrógeno siempre actúa con número de oxidación (+1) 
 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
17 
NOMENCLATURA 
Se los nombra con el nombre del no metal terminado en “URO” y seguido de “de Hidrógeno”. 
Ejemplos: 
Nº de oxidación del 
No Metal 
Fórmula N. tradicional 
-2 H2S Sulfuro de Hidrógeno 
-2 H2Se Seleniuro de Hidrógeno 
-1 HCl Cloruro de Hidrógeno 
-1 HF Fluoruro de Hidrógeno 
 
Hay no metales como el nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, carbono, silicio y boro que forman 
compuestos con el hidrógeno y que reciben nombres especiales. 
Nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y el boro actúan con número de oxidación (-3) mientras que el 
carbono y el silicio lo hacen con número de oxidación (-4). 
 
Nº de 
oxidación 
Fórmula 
N. tradicional 
(la más usada) 
N. sistemática 
-3 NH3 Amoniaco Trihidruro de nitrógeno 
-3 PH3 Fosfina Trihidruro de fósforo 
-3 AsH3 Arsina Trihidruro de arsénico 
-3 BH3 Borano Trihidruro de boro 
-3 SbH3 Estibina Trihidruro de antimonio 
-4 CH4 Metano Tetrahidruro de carbono 
-4 SiH4 Silano Tetrahidruro de boro 
 
 
HIDRUROS METÁLICOS O IÓNICOS 
Se formulan escribiendo el símbolo del metal y a su derecha el del hidrógeno. Los subíndices se obtienen 
intercambiando sus números de oxidación. Tienen estructura cristalina, son agentes reductores 
enérgicos y se forman con metales de baja electronegatividad. 
Su formula general es: 
 MHx 
Donde “x” es el número de oxidación del metal. En estos compuestos el hidrógeno siempre actúa con 
número de oxidación (-1), ya que el hidrógeno es más electronegativo que los metales. 
 
 
 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
18 
NOMENCLATURA 
Se los nombra con la palabra “Hidruro”. 
A continuación se muestran las tres nomenclaturas existentes: 
Nº de 
oxidación 
Fórmula N. sistemática 
N. stock 
(la más frecuente) 
N. tradicional 
+1 NaH Monohidruro de sodio Hidruro de sodio Hidruro sódico 
+2 FeH2 Dihidruro de hierro Hidruro de hierro (II) Hidruro ferroso 
+3 FeH3 Trihidruro de hierro Hidruro de hierro (III) Hidruro férrico 
+4 SnH4 Tetrahidruro de estaño Hidruro estaño (IV) Hidruro estánnico 
 
Ejercicio 9: escribir las fórmulas de los siguientes hidruros 
• hidruro de calcio 
• hidruro de litio 
• hidruro de estroncio 
 
ÁCIDOS HIDRACIDOS 
Se obtienen a partir de los hidruros no metálicos cuando éstos, que son compuestos gaseosos, se hacen 
burbujear en agua. 
 Hidruro no metálico  →agua Hidrácido 
Ejemplo: 
 HCl(g)  →
agua HCl(l) 
 
 
NOMENCLATURA 
Clásica o tradicional 
Se los nombra con la palabra “ácido” seguido del nombre del no metal con la terminación “hídrico”. 
 
Ejercicio 10: complete la siguiente tabla: 
Nº 
oxidación 
Fórmula 
N. tradicional 
(cuando está en disolución) 
N. tradicional 
(cuando está en estado gaseoso) 
+1 HF Ácido fluorhídrico Fluoruro de hidrógeno 
+1 HCl Ácido clorhídrico Cloruro de hidrógeno 
+1 HI 
+2 H2S Ácido sulfhídrico Sulfuro de hidrógeno 
+2 Seleniuro de hidrógeno 
+2 Ácido telurhídrico 
 
 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
19 
ÁCIDOS OXIGENADOS U OXOÁCIDOS (oxácido) 
Son compuestos ternarios de fórmula general HxMzOy donde M simboliza el elemento central y es 
normalmente un “no metal” aunque también puede ser un metal de transición con número de 
oxidación elevado como el Cr+6, Mn+6 o Mn+7. Dicho elemento central (al que se le asigna un número de 
oxidación positivo) se encuentra combinado con oxígeno e hidrógeno. 
Los subíndices x, z, y, se pueden obtener como resultado de sumar una molécula de agua al óxido ácido 
correspondiente. 
 óxido ácido + agua → ácido oxácido 
 
Para obtener la fórmula del ácido se siguen los pasos siguientes: 
� Se escribe la molécula del óxido ácido del cual proviene y se le suma una molécula de agua: 
 Br2O3 + H2O 
� Se escriben a la derecha, uno al lado del otro, los símbolos de los elementos que intervienen en 
la reacción, en el orden mostrado comenzando por el hidrógeno: 
Br2O3 + H2O → H Br O 
� Se colocan como subíndices el número total de átomos que figuran a la izquierda: 
 Br2O3 + H2O → H2Br2O4 
� Se simplifican los subíndices de ser posible. 
 Br2O3 + H2O → 2(H1Br1O2) 
� Por lo general los subíndices de número 1 no se colocan. 
 Br2O3 + H2O → 2 (H Br O2) 
 
NOMENCLATURAS: 
Clásica o tradicional 
El hidrógeno de un oxácido no se menciona de manera explícita en el nombre del ácido. El uso de la 
palabra ácido al principio del nombre del compuesto indica la presencia de hidrógeno. 
Si el elemento posee más de un número de oxidación es necesario emplear prefijos y sufijos para 
diferenciarlos. Así se presentarán las siguientes posibilidades: 
 
Terminaciones 
Cantidad de números 
de oxidación con que 
puede actuar. 
Ácido Hipo-………..-oso 
Ácido …………………-oso 
Ácido………………….-ico 1 
2 
3 Menor número de oxidación 
⇓⇓⇓⇓ 
Mayor número de oxidación 
Ácido Per-…………..-ico 
4 
 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
20 
El carbono tiene un único número de oxidación con el que forma ácido oxoácido, por lo que el nombre 
correspondiente será: ácido carbónico (H2CO3) 
El azufre tiene tres números de oxidación con el que forma ácido oxoácido (+2,+4,+6), por lo que los 
nombres correspondientes serán: ácido hiposulfuroso (H2SO2), ácido sulfuroso (H2SO3) y el ácido 
sulfúrico (H2SO4) 
Los halógenos (Cl, Br, I) pueden formar cuatro oxoácidos, según sus números de oxidación positivos: 
 
Número de oxidación Nomenclatura clásica Fórmula 
+1 Ácido hipobromoso HBrO 
+3 Ácido bromoso HBrO2 
+5 Äcido brómicoHBrO3 
+7 Ácido perbrómico HBrO4 
 
La nomenclatura tradicional de los ácidos del manganeso es una excepción a esta norma, ya que, 
aunque puede formar ácidos actuando con tres valencias distintas (IV, VI y VII), éstos se nombran como 
ácido manganoso, ácido mangánico y ácido permangánico (en vez de hipomanganoso, manganoso y 
mangánico, como correspondería al criterio general). 
 
Numerales de Stock 
Por el Sistema de Stock se nombra el átomo central, con terminación “ato”, entre paréntesis con 
números romanos se indica su número de oxidación y por último, se nombra el hidrógeno. 
 
Sistemática o Atomicidad 
Se indica el número de átomos de oxígeno con el prefijo correspondiente (mono, di, tri, etc.), seguido de 
la palabra “OXO”, luego la raíz del no-metal terminada en “ATO”, indicando luego el número de átomos 
de hidrógeno 
Ejemplos: 
Ácido Nomenclatura clásica Nomenclatura de Stock Nomenclatura Sistemática 
HNO2 Ácido nitroso Nitrato (III) de hidrógeno Dioxonitrato de hidrógeno 
HNO3 Ácido nítrico Nitrato (V) de hidrógeno Trioxonitrato de hidrógeno 
H2SO4 Ácido sulfúrico Sulfato (VI) de hidrógeno Tetraoxosulfato de di-hidrogeno 
 
En este texto y de acá en adelante se hará uso exclusivo de la nomenclatura clásica para nombrar los 
ácido oxoácidos debido a su amplio uso. 
 
 
 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
21 
ÁCIDOS OXOÁCIDOS POLIHIDRATADOS 
Algunos óxidos pueden combinarse con más de una molécula de agua. En el siguiente cuadro se indican 
los elementos que dan óxidos con estas características: 
Cantidad de moléculas de agua 
Elemento 
1 2 3 
P: Fósforo x x x 
As: Arsénico x x x 
Sb: Antimonio x x x 
Si: Silicio x x - 
B: Boro x - x 
Al: Aluminio x - x 
 
Para distinguir los oxoácidos provenientes de estos óxidos se le agregan los siguientes prefijos a los 
nombres clásicos: 
meta: para aquellos ácidos que se forman con el agregado de 1 molécula de agua (menor grado de 
hidratación). 
piro: para aquellos ácidos que se obtienen con una cantidad intermedia de moléculas de agua (grado de 
hidratación intermedio). 
orto: para los ácidos que se obtienen con la mayor cantidad de moléculas de agua (mayor grado de 
hidratación) 
Ejemplos: 
Los óxidos ácidos del fósforo, con números de oxidación +3 y +5, se comportan de manera similar al 
combinarse con agua para dar lugar a los oxoácidos. 
El fósforo con número de oxidación +3 forma el anhídrido fosforoso u óxido de fósforo (III), P2O3, y con 
número de oxidación +5, el anhídrido fosfórico u óxido de fósforo (V). 
Cada uno de estos óxidos puede reaccionar con una, dos o tres moléculas de agua, produciendo el 
"meta", "piro", "orto" oxoácido correspondiente, seguido de las terminaciones "oso" o "ico", según se 
trate del número de oxidación inferior o superior. 
 P2O3 + H2O →2 HPO2 ácido metafosforoso 
 P2O3 + 2 H2O → H4P2O5 ácido pirofosforoso 
 P2O3 + 3 H2O →2 H3PO3 ácido ortofosforoso 
 
 P2O5 + H2O → 2 HPO3 ácido metafosfórico 
 P2O5 + 2 H2O → H4P2O7 ácido pirofosfórico 
 P2O5 + 3 H2O →2 H3PO4 ácido ortofosfórico 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
22 
El prefijo “orto” es el único que puede no estar indicado. Por ejemplo, el ácido ortofosfórico, suele 
llamarse simplemente ácido fosfórico. 
La siguiente es una regla nemotécnica que permite la escritura rápida de ácidos monohidratados, 
consiste en: 
Hx E Oy 
Cuando el número de oxidación (n) del elemento es impar: 
� la atomicidad del hidrógeno es 1 (es decir x=1) 
� la atomicidad del oxígeno se calcula: y = (n+1)/2 
 
Cuando el número de oxidación (n) del elemento es par: 
� la atomicidad del hidrógeno es 2 (es decir x=2) 
� la atomicidad del oxígeno se calcula: y =(n+2)/2 
 
Ejemplos: 
Elemento Nº de oxidación Fórmula Nomenclatura 
cloro +1 H CL O Ácido hipocloroso 
Cloro +3 H CL O2 (3+1)/2 Ácido cloroso 
Azufre +6 H2 S O4 (2+6)/2 Ácido sulfúrico 
 
Ejercicio 11: escriba las ecuaciones de formación de los siguientes ácidos y balancee las mismas. 
a) Ácido perclórico 
b) Ácido piroarsenioso 
c) Ácido hipoiodoso 
d) Ácido metabórico 
e) Ácido sulfhídrico 
f) Ácido cloroso 
g) Ácido silícico 
h) Ácido nitroso 
i) Ácido piroantimónico 
j) Ácido sulfúrico 
k) Ácido bromhídrico 
l) Ácido fosfórico 
m) Ácido ortobórico 
n) Ácido periódico 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
 23 
ANFÓTEROS 
� elementos anfóteros: son elementos que se comportan como metales y como no metales 
haciéndolo con distinto número de oxidación. 
Ejemplos: 
Elemento Nº de oxidación 
Símbolo Nombre Comportamiento metálico Comportamiento no metálico 
Bi Bismuto +3 +5 
Mn Manganeso +2;+3 +4;+6;+7 
Cr Cromo +2;+3 +3;+6 
Ti Titanio +3 +4 
V Vanadio +2;+3 +5 
Mo Molibdeno +2;+3 +6 
 
� Elementos que dan óxidos anfóteros: son elementos metálicos que actuando con el mismo 
número de oxidación originan óxidos que son anfóteros, o sea, óxidos que en medio ácido se 
comportan como óxidos básicos y en medio básicos se comportan como óxidos ácidos. 
Observar en la tabla anterior que el cromo es un elemento anfótero y posee un óxido anfótero. 
Los óxidos anfóteros reaccionan con ácidos y bases fuertes dando sales: 
 Zn O + 2 Na(OH) → Na2
 
ZnO2 + H2
 
O (Cincato de sodio) 
 
 Zn O + H2SO4 → Zn SO4 + H2O (Sulfato de cinc) 
 
 Al2
 
O3 + 2 Na(OH) → 2 Na AlO2 + H2
 
O (Metaaluminato de sodio) 
 
 Al2
 
O3
 
+ 6 Na (OH) → 2 Na3 Al O3 + 3 H2
 
O (Ortoaluminato de sodio) 
 
 Al2
 
O3 
 
+ 6 HCl → 3 H2
 
O + 2 Al Cl3 (Cloruro de aluminio) 
 
Cromo 
Se comporta como metal cuando actúa con números de oxidación +2 y +3, originando los óxidos 
cromoso y crómico respectivamente. 
Se comporta como no metal con números de oxidación +3 y +6. Con número de oxidación +6 y por su 
combinación con el oxígeno da un anhídrido crómico u óxido de cromo (VI), CrO3. Cuando este óxido se 
combina con el agua, se obtiene el ácido crómico: 
 CrO3 + H2O → H2CrO4 
Además forma el ácido dicrómico con su estado de oxidación de +6 (anión dicromato: Cr2O7
-2). 
 2 CrO3 + H2O → H2Cr2O7 
 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
 24 
Manganeso 
Se comporta como metal con número oxidación +2 y +3, formando los óxidos manganoso y mangánico 
respectivamente. 
Se comporta como no metal con números de oxidación +6 y +7, originando dos óxidos ácidos, el 
anhídrido mangánico y el anhídrido permangánico. Estos al reaccionar agua forman dos oxoácidos: 
 MnO3 + H2O → H2MnO4 ácido mangánico 
 Mn2O7 + H2O → HMnO4 ácido permangánico 
Cuando actúa con número de oxidación +4 forma el dióxido de manganeso MnO2, que no forma ácido. 
Pero, ¿qué pasa si nos encontramos con la fórmula y tenemos que nombrarlo? Necesitamos saber en 
qué número de oxidación está actuando el elemento E. La forma más simple de determinar el número 
de oxidación deE es recordando que: 
� La carga total es cero. 
� El oxígeno, en este tipo de compuestos, actúa siempre con número de oxidación (–2). 
� El hidrógeno, en este tipo de compuestos, con número de oxidación (+1). 
� E actúa con número de oxidación positivo. 
Entonces, para saber en cual de sus números de oxidación está actuando, debemos sumar los números 
de oxidación de todos los elementos que forman el compuesto, multiplicados por su respectivo 
subíndice e igualarlos a cero, y de esta ecuación despejar el valor del número de oxidación. 
Ejemplo: H2SO4 
Este es uno de los posibles ácidos del Azufre (S), si planteo la ecuación: 
 2(+1)+(x)+4(-2)=0 ⇒ x = +6 
El número de oxidación del S es (+6). Ahora ya puedo nombrarlo, es el Ácido Sulfúrico. 
EL NITROGENO 
Si bien el nitrógeno no es un elemento anfótero, se estudia ya que es de interés debido a la gran 
cantidad de compuestos que forma 
El nitrógeno forma una variedad de compuestos al reaccionar con el hidrógeno y el oxígeno en los cuales 
su número de oxidación varía desde (-3) hasta (+5), como se muestra en la tabla siguiente. 
Nº de oxidación Fórmula Nomenclatura 
-3 NH3 Amoníaco 
0 N2 Nitrógeno 
+1 N2O Óxido nitroso o monóxido de dinitrógeno 
+2 NO Óxido nítrico o monóxido de nitrógeno 
+3 N2O3 Anhídrido nitroso o trióxido de dinitrógeno 
+3 HNO2 Ácido nitroso 
+4 NO2 Dióxido de nitrógeno 
+4 N2O4 Tetróxido de dinitrógeno 
+5 N2O5 Anhídrido nítrico o pentóxido de dinitrógeno 
+5 HNO3 Ácido nítrico 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
 25 
Ejercicio 12: De él nombre a los siguientes ácidos. 
a) HF 
b) HNO3 
c) HClO 
d) H2CrO3 
e) HIO3 
f) H2Cr2O7 
g) HCl 
h) H3AsO4 
i) H2CO3 
j) H2CrO4 
 
DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS E HIDRÓXIDOS 
Los ácidos y los hidróxidos se disocian en presencia de agua en sus iones respectivos. Un ión es un 
átomo o grupo de átomos con cargas positiva o negativa. Un compuesto iónico se mantiene unido por 
las fuerzas de atracción que existen entre los iones con carga positiva y negativa. Un ión con carga 
positiva recibe el nombre de catión; un ión con carga negativa recibe el nombre de anión. 
En particular al catión proveniente del hidrógeno se llama protón (H+) 
Para expresarlo en forma iónica, se hace perder al ácido sus “H” dejando los elementos restantes con 
una carga negativa “igual al número de H perdidos”; por otro lado el hidróxido pierde sus oxidrilos (OH) 
dejando al metal como ión con carga positiva “igual al numero de (OH) perdidos”. 
Ejemplos: 
 H2SO4  →
agua 2H+ + (SO4)
-2 forma disociada del ácido 
 
 Dos protones un anión 
 
 
 Fe(OH)3  →
agua Fe+3 3(OH)- forma disociada del hidróxido 
 
 Un catión tres aniones 
 
Ejercicio 13: escribir las siguientes formulas en forma disociada (ya que las ciertas sustancias 
moleculares en solución contienen iones). 
� HF 
� HNO3 
� HClO 
� H2CrO3 
� HIO3 
� H2Cr2O7 
� HCl 
� H3AsO4 
� H2CO3 
� Na(OH) 
� Cu(OH)2 
� NH4(OH) 
� Ba(OH)2 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
 26 
SALES 
Una de las formas de obtener sales es por reacción química entre ácidos e hidróxidos. El ácido puede ser 
un hidrácido, en cuyo caso se produce una sal de hidrácido (sal no oxigenada); o puede ser un oxoácido 
y se forma una oxosal (sal oxigenada). 
A este tipo de reacción se la conoce como reacción de neutralización. 
 
 Ácido + Hidróxido → Sal + agua 
 
SALES NEUTRAS 
Provienen de la neutralización completa de un ácido por un hidróxido. Para obtener su fórmula, se los 
hace reaccionar en forma iónica. Estos iones interaccionan entre si para formar la sal y agua. La carga 
del catión metal se coloca sin signo como subíndice del anión y la carga del anión se coloca sin signo 
como subíndice al catión. 
Ejemplo 
 Ácido sulfúrico (H2SO4) + hidróxido férrico (Fe(OH)3) → sal + agua 
 
En forma iónica: 
 
2H+ (SO4)
-2 + Fe+3 3(OH)- →→→→ Fe2 (SO4)3 + H2O 
 
En la fórmula de la sal siempre se coloca primero el catión proveniente del hidróxido (metal) y luego el 
anión proveniente del ácido. 
En forma molecular queda: 
 
H2SO4 + Fe(OH)3 →→→→ Fe2 (SO4)3 + H2O 
 
Observe que la ecuación no está balanceada, por lo que hay que ajustarla. Conviene empezar ajustando 
el metal proveniente del hidróxido, luego el no metal proveniente del ácido y por último el oxigeno e 
hidrógeno. 
3H2SO4 + 2 Fe(OH)3 →→→→ Fe2 (SO4)3 + 6 H2O 
Para expresar la sal en forma iónica: 
 
Fe2 (SO4)3 →→→→ 2 [Fe]
+3 3[SO4]
-2 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
 27 
NOMENCLATURAS: 
Clásica o tradicional 
Se cambia la terminación del ácido por otra, la que da origen a la terminación del nombre genérico de la 
sal, según el siguiente cuadro: 
Terminación del ácido Terminación de la sal 
-oso -ito 
-ico -ato 
-hídrico -uro 
Luego del nombre genérico de la sal va el nombre del metal sin terminación alguna en el caso de que 
posea un único número de oxidación o acompañado de las terminaciones –oso o –ico según 
corresponda, también se puede hacer con números romanos. 
Ejemplos: 
 3 H2SO4 + 2 Fe(OH)3 → Fe2 (SO4)3 + 6 H2O 
 Ácido sulfúrico hidróxido férrico sulfato férrico agua 
 sultafo de hierro (III) 
 
 3 HClO4 + Al(OH) 3 → Al(ClO4)3 + 3H2O 
 Ácido perclórico Hidróxido de aluminio Perclorato de aluminio agua 
 
 HF + Li(OH) → LiF + H2O 
 Ácido fluorhídrico Hidróxido de litio Floruro de litio agua 
 
Sistemática o Atomicidad 
Se indica el número de átomos de oxígeno con el prefijo correspondiente (mono, di, tri, etc.), seguido de 
la palabra “OXO”, luego la raíz del no-metal terminada en “ATO”, indicando luego el nombre del metal. 
 
Numerales de Stock 
Por el Sistema de Stock se nombra el átomo central, con terminación “ato” para las oxisales y “uro” para 
las sales de hidrácidos, entre paréntesis con números romanos se indica su número de oxidación y por 
último, se nombra el catión (metal) indicando el número de oxidación si es necesario. 
Ejemplos: 
Ácido Nomenclatura clásica Nomenclatura de Stock Nomenclatura Sistemática 
NaClO Hipoclorito de sodio Clorato (I) de sodio Oxoclorato de sodio 
Al(ClO2)3 Clorito de aluminio Clorato (III) de aluminio Tri (dioxoclorato) de aluminio 
Fe2(SO4)3 Sulfato ferrico Sulfato (VI) de hierro (III) Tri (tetraoxosulfato) de dihierro 
Ca(BrO3)2 Bromato de calcio Bromato (V) de calcio Di (trioxo bromato) de calcio 
FeS Sulfuro ferroso Sulfuro de hierro (II) Mono sulfuro de hierro 
FeCl2 Cloruro ferroso Cloruro de hierro (II) Di cloruro de hierro 
KClO4 Perclorato de potasio Clorato (VII) de potasio Tetraoxoclorato de potasio 
Por el poco uso de la nomenclatura sistemática y Stock, solo se hará uso de la nomenclatura tradicional.FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
 28 
Ejercicio 14: Completar el siguiente cuadro con la nomenclatura tradicional 
Fórmula Nombre 
Li3AlO3 
KMnO4 
FeCrO4 
K2Cr2O7 
Na2ZnO2 
 
Ejercicio 15: Dar el nombre a las siguientes sales neutras 
• Na2SO4 
• AgNO3 
• KClO4 
• CaCO3 
• PbSeO3 
• Cu(BrO2)2 
• Mg3(PO4)2 
 
Ejercicio 16: Completar la siguiente tabla
Fórmula Nomenclatura 
 Clorato áurico 
 Hipobromito de calcio 
 Bromato de estaño (IV) 
 Perclorato de mercurio (II) 
 Sulfato de calcio 
 Hiposelenito de cobre (II) 
 Telurito de cobre (I) 
 Metarseniato de hierro (III) 
 Metantimonito de estaño (IV) 
 Pirofosfato de calcio 
 Piroarsenito de sodio 
 Ortoantimoniato de níquel (III) 
 Carbonato de sodio 
 
 
Ejercicio 17: Dada las fórmulas escriba el nombre de las siguientes sales: 
a) Pb(SO3)2 b) Zn(BrO4)2 
c) Mn2(SO4)3 d) Co3(PO4)2 
e) Ca(ClO3)2 f) Al(NO3)3 
 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
 29 
SALES ÁCIDAS O HIDROGENADAS 
Los oxoácidos que contienen más de un hidrógeno no los ceden a todos con igual facilidad. Esto da lugar 
a la formación de iones que aún contienen átomos de hidrógeno y que pueden combinarse con cationes 
para dar lugar a las sales ácidas. En la Figura puede verse la reacción química para formar una sal 
hidrogenada como es el bicarbonato de sodio (NaHCO3). En la formula se escribe primero el metal, luego 
el hidrogeno y después el radical. Las sales ácidas son compuestos cuaternarios, ya que están formados 
por cuatro elementos. 
 
El número de hidrógenos que se le quitan al ácido se le pone como subíndice al metal y la valencia del 
metal se le pone como subíndice al resto del ácido. 
Ejemplo: hacer la ecuación de formación del fosfato ácido férrico. 
 
H3PO4 + Fe(OH)3 →→→→ Fe2 (HPO4)3 + H2O 
 
 
La ecuación balanceada queda: 
3 H3PO4 + 2 Fe(OH)3 →→→→ Fe2 (HPO4)3 + 6 H2O 
 
El ácido fosfórico puede formar las siguientes sales: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Hidrógenos 
que pierde 
H3PO4 
- 3 H+ 
- H+ 
- 2 H+ HPO4
-2 
PO4
-3 
H2PO4
- 
+ 3 Na+ 
+ Na+ 
+ 2 Na+ 
NaH2PO4 
Na2HPO4 
Na3PO4 
sales 
ácidas 
sal 
neutra 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
 30 
NOMENCLATURAS: 
Clásica o tradicional 
Se nombran como las sales neutras, pero intercalando la palabra ácido precedida de uno de los prefijos 
di, tri, tetra, etc según el numero de hidrógenos que contenga la molécula. 
Ejemplo: 
 NaHCO3 Carbonato ácido de sodio o “bicarbonato sódico” 
Fe(HSO4)2 Sulfato ácido ferroso 
K(H2PO4) Ortofosfato diácido de potasio 
 
Ejercicio 18: completar la siguiente tabla 
Fórmula Nomenclatura 
KH2PO4 
Fe(HSO4)2 
 sulfato ácido de hierro (III) 
 carbonato ácido de calcio 
Cu(H2PO4)2 
Ca(HSO3)2 
 sulfato ácido de sodio 
 Fosfato ácido de amonio 
 Seleniuro ácido de magnesio 
 fosfato ácido de potasio 
KH2PO4 
Cr(HSO3)3 
KHS 
 
 
SALES BÁSICAS (hidroxisales) 
Surgen de la reacción entre un ácido (hidrácido u oxácido) y una base. En este caso, son los hidróxidos 
de la base los que han sido parcialmente sustituidos por el anión del ácido. En la Figura puedes ver la 
reacción entre HCl (aq) y Al (OH)3 para formar una sal básica y como se redistribuyen los átomos en los 
productos que se han formado. 
 
 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
 31 
Clásica o tradicional 
Se nombran como las sales neutras, pero intercalando la palabra “básico” precedida de uno de los 
prefijos di, tri, tetra, etc según el numero de oxidrilo que contenga la molécula. 
Ejemplos 
Al(OH)SO4 sulfato básico de aluminio 
Fe(OH)2NO3 nitrato dibásico férrico 
 
Ejercicio 19: Dar el nombre correspondiente 
a) Ca (OH) Br 
b) Bi (OH)2 Cl 
c) Bi (OH) Cl2 
d) Fe (OH) S 
 
Ejercicio 20: Dé los nombres químicos de las siguientes sustancias conocidas en la vida cotidiana: 
a) NaCl (sal de mesa) 
b) NaHCO3 (polvo de hornear o bicarbonato) 
c) NaClO (blanqueador) 
d) NaOH (soda cáustica) 
e) CaSO4 (yeso) 
f) KNO3 (sal nitro) 
g) HCl (ácido muriático) 
h) CaO (cal Viva) 
I) Ca(OH)2 (cal apagada) 
J) H2O2 (agua oxigenada) 
 
Ejercicio 21: Nombre correctamente los siguientes compuestos: 
a) Fe(OH)2 
b) Ag (OH) 
c) Zn(OH)2 
d) Rb(OH) 
e) Ba(OH)2 
f) HIO 
g) H2SO3 
h) HCl 
i) HMnO4 
j) H3PO4 
k) H2S 
l) Cd(OH)2 
 
 
 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
 32 
Ejercicio 22: De las siguientes fórmulas indique cuales están correctas y para aquellas incorrectas 
indique la fórmula correcta. 
a) AlCl2 
b) Na(OH)3 
c) NH3 
d) KI 
e) MgS 
f) Ba2O 
g) Li2(OH) 
h) FeO5 
 
Ejercicio 23: Formule las siguientes sustancias: 
1. Óxido de bario 
2. Óxido de plata 
3. Óxido de níquel (III) 
4. Óxido de cloro (VII) 
5. Hidruro de litio 
6. Cloruro de cobalto (III) 
7. Ácido bromhídrico 
8. Ácido sulfhídrico 
9. Amoniaco 
10. Ácido clorhídrico 
11. Peróxido de bario 
12. Cloruro de sodio 
13. Yoduro de plomo (II) 
14. Bromuro potásico 
15. Sulfuro de hierro (II) 
16. Ácido nítrico 
17. Ácido fosfórico 
18. Ácido metafosfórico 
19. Ácido sulfhídrico 
20. Ácido sulfúrico 
21. Ácido hipoiodoso 
22. Hidróxido de calcio 
23. Ácido nitroso 
24. Hidróxido de aluminio 
25. Carbonato sódico 
26. Hipoiodito potásico 
 
Ejercicio 24: Dé el nombre de las siguientes formulas: 
a) (NH4
 
)4
 
As2
 
O5
 
 
b) Ni(OH)IO2
 
 
c) Au(OH) 
d) CuO 
e) K2
 
Cr O4
 
 
f) Mn2
 
O7
 
 
g) Na H Mn O4
 
 
h) Mn 4
 
(SiO4
 
)
3 
 
i) Cs (OH) 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
 33 
Ejercicio 25: Completar, balancear y escribir los nombres de reactivos y de productos 
 
a) Al (OH)
3 
+ .................. → ................................ + H2O 
 ................. .................. Carbonato de aluminio 
 
 
b) .................. + .................. → Ca SO3
 + H2O 
 ...........……. .................. ................... 
 
 
c) Ca O + H2
 
O → ............... 
 ........... ......... ................ 
 
d) Bi (OH)3
 
+ H2
 
(Cr2
 
O7
 
) → ........................ + H2O 
 ............... ........................ sal neutra 
 
 
e) Sc (OH)3 
 
+ H4
 
(As2
 
O5
 
) → ................... + H2O 
 .............. .................. sal triácida 
 
 
f) Cd (OH)2 
 
+ .................... → [Cd (OH)] (VO3
 
) + H2O 
 ................ ..................... vanadato básico de cadmio 
 
Ejercicio 26: Completar, balancear y escribir los nombres de reactivos y de productos 
a) Pb(NO3)2 + K2CrO4 → __________ + ______ 
 
b) MgSO4 + BaCl2 → __________ + _____ 
 
c) KCl + AgNO3 → _________ + _______ 
 
d) Na2CO3 + CaCl2 → ___________ + ______ 
 
 
Ejercicio 27: Complete los espacios en blanco de la siguiente tabla 
Símbolo 54Fe2+ 
Protones 26 5 79 86 
Neutrones 6 16 117 136 
Electrones5 18 79 
Carga neta -3 0 
 
 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
 34 
Ejercicio 28: Dada la siguiente tabla conteste para cada caso: 
Átomo o ión del elemento A B C D E F 
Número de electrones 5 10 18 28 36 9 
Número de protones 5 7 19 30 35 9 
Número de neutrones 5 7 20 36 46 10 
a) ¿Cuáles de las especies son neutras, cuales tienen carga positiva o negativa? 
b) ¿Cuál es el número atómico? Defina dicho número. 
c) ¿Cuál es le número másico? Defina dicho número. 
 
Ejercicio 29: Cuál de los siguientes símbolos proporciona mayor información del átomo. Explique 
 23 Na 11 Na 
 
Ejercicio 30: Indicar el número de protones neutrones y electrones de cada una de las siguientes 
especies 
a) 29F b) 24Mg c) 56Fe d) 35Cl − 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 FRRo. DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS 
 CÁTEDRA DE QUIMICA GENERAL 
 
 35 
RESUMIENDO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Básicas 
Sales + H2O 
 
Oxácidos 
Ácidas 
Neutras 
Ácidos 
Se neutralizan y forman 
Ambos son 
Hidrácidos 
Hidróxidos 
Compuestos 
Metales No Metales 
Hidruro 
Metálico 
Ácidos 
Hidrácidos 
Óxidos Básicos 
Hidróxidos 
+ O2 
Óxidos Ácidos 
Ácidos 
Oxácidos 
Hidruro 
No Metálico 
+ O2 + H2 
+ H2 
+ H2O 
+ H2O Disueltos en 
H2O