F inorganica

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I
 “INTRODUCCIÓN A LA FORMULACIÓN INORGÁNICA”.
1. INTRODUCCIÓN. .................................................................................................................................................II
2. CONCEPTO DE VALENCIA. NÚMERO DE OXIDACIÓN...............................................................................II
3. ÓXIDOS.................................................................................................................................................................IV
A. ÓXIDOS BÁSICOS O METÁLICOS:........................................................................................................................IV
B. ÓXIDOS ÁCIDOS O NO METÁLICOS:...................................................................................................................... V
4. PERÓXIDOS:........................................................................................................................................................VI
5. HIDRUROS:..........................................................................................................................................................VI
A. HIDRUROS METÁLICOS:.....................................................................................................................................VI
B. HIDRUROS NO METÁLICOS:.............................................................................................................................. VII
6. HIDRÓXIDOS: ................................................................................................................................................... VII
7. OXÁCIDOS:.......................................................................................................................................................VIII
8. FORMULACIÓN DE ANIONES Y CATIONES:................................................................................................IX
9. SALES INORGÁNICAS. ......................................................................................................................................XI
10. OTROS COMPUESTOS. ...............................................................................................................................XIII
11. EJERCICIOS DE FORMULACIÓN INORGÁNICA...................................................................................XIV
12. SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS, CON LOS ESTADOS DE OXIDACIÓN MÁS
FRECUENTES...........................................................................................................................................................XVI
13. EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS: .......................................................................................................... 17
II
"INTRODUCCIÓN A LA FORMULACIÓN INORGÁNICA".
1. INTRODUCCIÓN.
 Como sabemos, en la naturaleza existen algo más de 105 elementos químicos
o cuerpos simples. Estos son sustancias cuyos átomos poseen el mismo número
atómico. Cada clase de átomo se representa por un símbolo químico, formado por
una o dos letras que indican abreviadamente el nombre de un elemento o de sus
átomos.
 Para representar simbólicamente una molécula de un cuerpo químico se
emplean las llamadas fórmulas químicas. Estas fórmulas contienen los símbolos
químicos de los elementos que las constituyen así como el número de cada átomo
que participa.
 Ejemplo: H2SO4
 Esta fórmula nos indica que la molécula de ácido sulfúrico está formada por
dos átomos de H, uno de S, y cuatro de O.
 Tipos de fórmulas:
− Empíricas: Sólo indican la relación o proporción de los elementos que
componen el cuerpo. Ej.: NaCl, (CH2)n.
− Moleculares: Cuando expresan el número real de átomos de los diferentes
elementos que componen la molécula. Ej.: C2H4.
− Desarrolladas o estructurales: cuando además se indican los enlaces que
existen entre los átomos así como su distribución en el plano o en el espacio.
 En esta unidad sólo vamos a estudiar las fórmulas correspondientes a los
compuestos inorgánicos, y lo haremos usando la llamada nomenclatura tradicional.
No obstante, en algunos casos puntuales usaremos recursos propios de otros tipos de
nomenclatura.
2. CONCEPTO DE VALENCIA. NÚMERO DE OXIDACIÓN
En un sentido amplio valencia es la capacidad de combinación de un elemento.
Es decir el nº de enlaces que puede formar ya sean iónicos o covalentes
 Hoy en día se prefiere hablar de nº de oxidación.
 El número o estado de oxidación de un elemento en un compuesto es la
carga que tendría un átomo de dicho elemento si el compuesto del que forma
parte estuviese constituido por iones.
H
H
H H
C S
O
O
HO
HO
III
 A este concepto a veces se le llama valencia electroquímica. En los
compuestos iónicos su valor coincide con el de la carga de los iones, sea positiva o
negativa. Sin embargo, en compuesto covalentes representa una carga ficticia,
que tendría si se considera que el par de electrones compartido pertenece al
átomo más electronegativo.
 A veces, no resulta tan sencillo determinar el número de oxidación de
un elemento. Así, en la formación del HCl, se crea un enlace covalente entre los dos
átomos (los electrones se comparten). En estos casos se calcula suponiendo que el
par de electrones compartido corresponde al elemento más electronegativo, en
nuestro caso el Cl. En dicho compuesto las valencias serían H +1, Cl -1.
 Para poder calcular el número de oxidación de un elemento en una
determinada molécula se enuncian una serie de “reglillas”:
a) El número de oxidación de los átomos aislados y de los que forman
moléculas diatómicas es cero.
 Ej: Na, H2, Cl2, ...
b) En toda molécula la suma algebraica (con su signo) de los números de
oxidación es igual a cero.
 Ej: CaH2. 1(+2) + 2(-1) = 0
 H2S. 2(+1) + 1(-2) = 0
c) En un ion la suma de los números de oxidación ha de ser igual a la carga
del ion.
 Ej: SO42- ion sulfato.
 1(+6) + 4(-2) = -2
d) El oxígeno actúa siempre con nº de oxidación -2, excepto en los peróxidos
en los que actúa con -1.
Ej: CaO. 1(+2) + (-2) = 0
 CaO2. 1(+2) + 2 (-1) = 0 (peróxido de calcio).
e) El hidrógeno cuando se combina con un no metal actúa con +1; y cuando
lo hace con un metal -1.
 Ej. NH3. 1(-3) + 3 (+1) = 0
 MgH2. 1(+2) + 2(-1) = 0
f) Los metales alcalinos actúan siempre con nº de oxidación +1, y los
alcalino-térreos con +2.
g) Los metales suelen actuar con números de oxidación positivos y los no
metales con negativos, excepto cuando se combinan con el oxígeno en
cuyo caso los no metales usan número de oxidación positivos.
 Ej: AgI. 1(+1) + 1(-1) = 0
 CaCl2. 1(+2) + 2(-1) = 0
 Cl2O. 2( +2) + 1(-2) = 0
IV
h) Cuando un no-metal se combina con un metal lo hace con el menor de
sus números de oxidación negativos.
 Ej: AlCl3. 1(+3) + 3(+1) = 0
"Existen más reglas, nosotros sólo nos referiremos a ellas cuando nos sea
necesario".
Aplicación. - Determinar el número de oxidación de los elementos que
se indican:
a) Del cloro en: HClO; HClO3 ; Ca(ClO)2 ; PCl5 .
b) Del nitrógeno en: H3N; HNO2; KNO3; ( NH4)2S.
c) Del manganeso en : MnO2 ; Mn2O3 ; KMnO4 .
d) Del azufre en : S2- ; S ; SO22- ; SO32- ; SO42- .
e) Del yodo en : IO4- ;IO3- ; IO2- ; IO - ; I2 ; I- .
Llegados a este punto debemos:
& Conocer los símbolos químicos.
& El significado de una fórmula química.
& Distribución de los elementos en el sistema periódico distinguiendo entre
metales y no metales.
& Conocer los números de oxidación más usuales.
& Saber deducir los números de oxidación de cada elemento en una
determinada combinación.
Antes de empezar a formular debemos tener en cuenta que existen diferentes
nomenclaturas para hacerlo: Tradicional, Stock o Sistemática.
3. ÓXIDOS.
 Son combinaciones binarias (dos elementos) del oxígeno que actúa con
valencia (-2) con otros elementos.
 Según el tipo de elemento con el que se combina distinguiremos:
 a) Óxidos básicos o metálicos.
 b) Óxidos ácidoso no metálicos.
A. ÓXIDOS BÁSICOS O METÁLICOS:
 Su fórmula general es X2On. Siendo X un elemento metálico.
 Para formularlos se coloca primero el símbolo del metal correspondiente,
seguido del oxígeno, en la proporción adecuada para que el conjunto sea neutro.
Ej: Li2O; CaO; Fe2O3
a) Nomenclatura clásica.
Cuando el metal tiene un solo nº de oxidación como el Li, Ca, etc. se
nombran los óxidos con la palabra óxido seguida del nombre del metal precedida
de la preposición de, o bien, sin preposición terminando el nombre del metal en 
ico.
Li2O ------------ Óxido de litio u óxido lítico.
V
CaO ------------ Óxido de calcio o cálcico.
Cuando el metal tiene más de dos números de oxidación como el Fe, Cu, se
indica la proporción de los elementos metálicos con prefijos y las terminaciones –oso
e –ico.
 Fe número de oxidación (+3) Fe2O3 ------------- Óxido férrico.
 número de oxidación (+2) FeO ------------- Óxido ferroso.
Observa que al igual que en otros muchos elementos se pierde el nombre
castellano del mismo (hierro) por el latino (ferro). Otros ejemplos son plata (argent...)
; plomo ( plumb...); cobre ( cupr... ); oro (aur...); azufre (sulfur...) y algún otro.
b) Nomenclatura de Stock.
Se nombra con la palabra óxido, seguida de la preposición de, el nombre del
metal (o no-metal) y entre paréntesis y en números romanos se indica la número de
oxidación que está usando el metal ".
 Mn: número de oxidación (+2) MnO --------- óxido de manganeso (II).
 número de oxidación (+3) Mn2O3 -------- óxido de manganeso (III).
 número de oxidación (+4) MnO2 -------- óxido de manganeso (IV).
 número de oxidación (+6) MnO3 -------- óxido de manganeso (VI).
 Número de oxidación (+7) Mn2O7: ------- óxido de manganeso (VII).
c) Nomenclatura sistemática.
Según la IUPAC, las proporciones en que se encuentran los elementos en los
óxidos se indican mediante prefijos griegos (mono-, di-, tri-, etc.). Por esto se
denomina también nomenclatura de las proporciones.
MnO --------- monóxido de manganeso.
 Mn2O3 -------- trióxido de dimanganeso.
 MnO2 -------- dióxido de manganeso.
MnO3 -------- trióxido de manganeso.
Mn2O7: ------- heptaóxido de dimanganeso.
B. ÓXIDOS ÁCIDOS O NO METÁLICOS:
 Los óxidos de este tipo están formados por oxígeno y un elemento no
metálico1. Al igual que los anteriores el oxígeno usa número de oxidación (-2) y se
1 Nota: Si miras la lista o tabla de nºs de oxidación verás que algunos no metales
como el carbono tienen valencias negativas. Éstas no se consideran en el caso de
los óxidos porque el oxígeno siempre tiene valencia (-2), con lo cual la molécula no
podría ser neutra.
VI
formulan de acuerdo a las mismas reglas. Sin embargo, la forma de nombrarlos es
algo distinta.
 Se nombran siguiendo la misma nomenclatura de Stock y sistemática
recomendada por la IUPAC para los óxidos en general:
I2O7 : óxido de yodo (VII) o heptaóxido de diyodo.
 La mayor parte de los óxidos de los no-metales reaccionan con el agua y
forman el oxácido correspondiente; por eso se les llamaba anhídridos. En la
nomenclatura tradicional se les nombraba con la palabra anhídrido seguida del
nombre del no-metal con los prefijos hipo- y per- y las terminaciones –oso e –ico:
Cl2O: anhídrido hipocloroso.
Cl2O3: anhídrido cloroso. 2 val. 3 val. 4 val.
Cl2O5: anhídrido clórico.
Cl2O7: anhídrido perclórico.
 Aunque esta nomenclatura es aún muy utilizada, la IUPAC desaconseja esta
nomenclatura, no es recomendable.
4. PERÓXIDOS:
 Los peróxidos son óxidos en los cuales existe un enlace peróxo (-O-O-),
aparentemente tienen más átomos de oxígeno de los que les corresponden por la
número de oxidación del metal. Ello se debe a que el oxígeno en estos casos está
actuando con número de oxidación (-1).
 Se construyen colocando el metal y a continuación el grupo peróxo (O22—)
en nº suficiente para que la molécula sea neutra.
 Para nombrarlos se utiliza la Nomenclatura funcional.:
“Se coloca la palabra peróxido seguida del nombre del metal (o no-metal).
Admitiéndose la posibilidad de indicar la número de oxidación del metal con
paréntesis y números romanos (nomenclatura de Stock) ".
 Ejemplos:
 Li2O2 peróxido de litio.
 CuO2 peróxido de cobre (II).
 H2O2 peróxido de hidrógeno. (Agua oxigenada).
5. HIDRUROS:
Son compuestos binarios formados por el hidrógeno con un metal o un no-
metal. Su fórmula general es XHn, donde X sería el elemento que se combina con el
hidrógeno.
 Distinguimos entre hidruros metálicos y no metálicos, dependiendo de quien se
combina con el hidrógeno.
A. HIDRUROS METÁLICOS:
 En estos casos el hidrógeno presenta número de oxidación (-1), y
lógicamente, el metal número de oxidación positiva. Para formularlos se coloca
primero el metal y a continuación el hidrógeno en cantidad suficiente para que la
molécula sea neutra.
VII
 "Se nombran con las mismas reglas aplicada a los óxidos metálicos pero
sustituyendo la palabra óxido por hidruro".
 Ejemplos:
 FeH2 hidruro ferroso hidruro de hierro (II) dihidruro de hierro.
 FeH3 hidruro férrico hidruro de hierro (III) trihidruro de hierro,
B. HIDRUROS NO METÁLICOS:
 En este caso el hidrógeno va a presentar número de oxidación (+1), y el no-
metal número de oxidación negativa. Para formularlo se coloca el símbolo del no-
metal seguido del hidrógeno en cantidad suficiente para que el conjunto sea
neutro.
 Para nombrarlos distinguimos dos casos:
 1) Si el no-metal es alguno de los que siguen: F, Cl, Br, I, S, Se,Te. En este caso
"Se nombran con la palabra ácido seguida del nombre del elemento no metálico
poniéndole la terminación hídrico (nomenclatura tradicional)".
 Ejemplos: HF ácido fluorhídrico
 H2S ácido sulfhídrico.
 En nomenclatura sistemática se hace terminar en –uro el nombre del no metal
de los grupos del oxígeno y halógenos seguidos de las palabras de hidrógeno.
HF Fluoruro de hidrógeno.
 2) Si el no-metal es otro distinto. En este caso se formulan al igual que los
hidruros metálicos.
 Este grupo de compuestos es poco frecuente y muchas veces se les nombra
con términos especiales que proceden de vestigios históricos.
Tradicional Sistemática.
 BH3 Borano Trihidruro de boro.
 CH4 Metano Tetrahidruro de carbono.
 SiH4 Silano Tetrahidruro de silicio.
 NH3 Amoníaco Trihidruro de nitrógeno.
 BH3 borano Trihidruro de boro
 PH3 fosfina Trihidruro de fósforo.
 AsH3 Arsina Trihidruro de arsénico.
 SbH3 Estibina Trihidruro de antimonio.
 BiH3 Bismutina Trihidruro de bismuto.
6. HIDRÓXIDOS:
 Son compuestos ternarios formados por la combinación de un catión metálico
con los iones OH—. Su fórmula general responde a X(OH)n, donde X = metal.
 Para formularlos se coloca el metal seguido de tantos iones OH— como sean
necesarios para que el conjunto sea neutro. Si colocamos más de un ion OH— lo
indicaremos encerrándolo entre paréntesis.
 " Para nombrarlos se usa la palabra hidróxido seguida del nombre del metal
con las terminaciones propias de los óxidos metálicos".
 Ejemplos:
Fe(OH)2: hidróxido ferroso hidróxido de hierro (II) dihidróxido de hierro.
VIII
Fe(OH)3 hidróxido férrico hidróxido de hierro (III) trihidróxido de hierro.
Actividades de aplicación.
 a) Formula los siguientes compuestos:
• Óxido ferroso.
• Anhídrido fosforoso.
• óxido de manganeso (VII)
• Óxido cúprico.
• Hidruro aúrico.
• Amoníaco.
• Hidruro de cinc.
• Ácido sulfhídrico.
• Agua oxigenada.
• Peróxido sódico.
• Peróxido de cadmio.
• Ácido bromhídrico.
• Hidróxido ferrico.
• Hidróxido sódico.
• Hidruro potásico.
b) Nombra los siguientes compuestos:
• HF
• NiH2
• H2Se
• Cl2O7
• CO2
• SO2
• SO3
• P2O5
• I2O
• Ca(OH)2
• CaO2
• AlH3
• SrH2
• MnO2
• Au2O3
7. OXÁCIDOS:
 Son compuestos ternarios que tienen una fórmula general HaXbOc, siendo X
por lo general un no-metal, pero también puede ser un metal de transición como V,
Cr, Mo, W, Ru, etc. cuando actúan con númerode oxidación superior a 4.
 Los oxácidos pueden considerarse derivados de los óxidos ácidos (anhídridos)
con el agua. Así:
ÓXIDO + AGUA OXÁCIDO
 Ejemplos:
 SO3 + H2O H2SO4
 N2O5 + H2O H2N2O6 HNO3
a) Nomenclatura tradicional.
Se coloca la palabra ácido seguida del nombre del anhídrido del que
proceden.
 Así, los anteriores ácidos serían
 H2SO4 ácido sulfúrico.
 HNO3 ácido nítrico.
b) Nomenclatura funcional. (Poco usada)
Se nombran con la palabra ácido seguida del elemento central terminado en
–ico y con prefijos que indiquen el numero de oxígenos que tiene la molécula y
entre paréntesis se indica la número de oxidación del elemento central con
números romanos.
HIO3: ácido trioxoyodico (V). H2SO3: ácido trioxosulfúrico (IV)
c) Nomenclatura sistemática.
Se nombran con el elemento central terminado en –ato y con los prefijos que
indican el número de oxígenos, entre paréntesis la número de oxidación de átomo
central, y seguido con la preposición de e hidrógeno:
H2SO4: Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno.
IX
 A veces el óxido puede reaccionar con varias moléculas de agua, formando
otros tantos tipos de oxácidos. Se forman así los Ácidos polihidratados. En estos casos
se usa la siguiente nomenclatura:
 P2O3 + H2O H2P2O4 = HPO2
 Óxido fosforoso ácido metafosforoso.
 P2O3 + 2 H2O H4P2O5
 Óxido fosforoso ácido pirofosforoso.
 P2O3 + 3 H2O H6P2O6 = H3PO3
 Óxido fosforoso ácido ortofosforoso.
 P2O5 + H2O H2P2O6 = HPO3
 Óxido fosfórico ácido metafosfórico.
 P2O5 + 2 H2O H4P2O7
 Óxido fosfórico ácido pirofosfórico.
 P2O5 + 3 H2O H6P2O8 = H3PO4
 Óxido fosfórico ácido ortofosfórico = ácido fosfórico.
Nota: El prefijo orto suele omitirse con frecuencia, además el prefijo piro puede
sustituirse por el di.
 Otra forma de formular estos ácidos es la que responde a las siguientes
fórmulas:
PiroOH-Orto2
OrtoOHMeta
2
2
→
→+
 Los elementos que forman óxidos con estas características son los siguientes:
B, Si, P, As, Sb.
En el caso del elemento Si o de otros con estado de oxidación par no suelen
existir nada mas que los ácidos meta (combinándose con una molécula de agua) y
los orto (combinándose con dos moléculas de agua).
Ej: H2SiO3 Ácido metasilícico.
 H4SiO4 Ácido orto o simplemente silício.
8. FORMULACIÓN DE ANIONES Y CATIONES:
 Como sabemos, los aniones son especies químicas con carga negativa. Los
aniones monoatómicos, es decir, formados por un solo átomo, se forman cuando un
elemento electronegativo capta uno o más electrones. Nosotros los vamos a
X
considerar como derivados de los ácidos (hidrácidos o oxácidos) que han perdido
uno o más protones. Por ejemplo:
 HCl Cl—
 H2S S2—
 Los iones de este tipo, que proceden de los hidrácidos "se nombran con la
palabra ion seguida del nombre del elemento terminado en -uro".
 Así los anteriores iones se nombrarían como:
 Cl— ion cloruro.
 S2— ion sulfuro.
 Otro tipo de aniones serían los procedentes de los oxácidos.
 Ejemplos:
 HNO3 NO3— + H+
 H2SO4 SO42— + 2H+
 H2SO3 SO32— + 2H+
 Para nombrar estos iones, se emplea la siguiente nomenclatura. " Se nombran
con la palabra ion seguida del nombre del ácido del que proceden terminándolo
en -ito o en -ato , según el ácido del que procede termine en -oso ó en -ico ".
 Así, los anteriores se nombran como:
 NO3— ion nitrato ( procede del ácido nítrico).
 SO42— ion sulfato ( procede del ácido sulfúrico).
 SO32— ion sulfito ( procede del ácido sulfuroso).
 A veces, los ácidos de origen no pierden todos los H+ formando los llamados
iones ácidos. Un ejemplo de esto sería
H2SO4 HSO4— + H+
 Estos iones "se nombran añadiendo el prefijo hidrogeno al nombre del
correspondiente ion sin hidrógeno. En el caso de que el ion contenga más de un H
se le aplican los prefijos dihidrógeno, trihidrógeno... "
 Así el anterior HSO4— ion hidrogenosulfato o ion bisulfato.
 H2PO4— ion dihidrógenofosfato.
Con las otras nomenclaturas se nombran igual que los correspondientes
ácidos pero sustituyendo la palabra ácido por ion.
En la siguiente tabla aparece un resumen de las terminaciones y prefijos aplicados a
los iones en función del ácido de procedencia y el nº de H que contienen.
Terminación del
ácido de origen.
Nº de H del ion. Prefijo del ion. Terminación del
ion.
-HIDRICO ninguno ninguno -URO
-ICO ninguno ninguno -ATO
-OSO ninguno ninguno -ITO
XI
-HIDRICO uno HIDROGENO -URO
-ICO uno HIDRÓGENO -ATO
-OSO uno HIDRÓGENO -ITO
 En cuanto a los cationes, son especies químicas con carga positiva que se
forman cuando un átomo poco electronegativo pierde uno o más electrones de
número de oxidación. Ejemplo:
 Na Na+ + 1e—
 Al Al3+ + 3e—
 "Se nombran con la palabra ion seguida por el nombre del metal. Si posee dos
número de oxidacións se aplica la terminación -ico y -oso, ya conocida. Y si posee
más de dos se indica la número de oxidación en un paréntesis con números
romanos. Esta última es siempre aplicable".
 Ejemplos: Na+ ion sodio.
 Al3+ ion aluminio.
 Fe3+ ion férrico ó ion hierro (III).
 Fe2+ ion ferroso ó ion hierro (II).
 A veces, a un compuesto con electrones libres, como el NH3, se le puede unir
un catión H+, formando un tipo especial de iones cuya terminación es "-onio".
Ejemplos:
 NH4+ catión amonio. PH4+ catión fosfonio.
 H3O+ catión hidronio.
9. SALES INORGÁNICAS.
 Las sales inorgánicas son cuerpos químicos procedentes de sustituir uno o más
protones de un ácido (hidrácido u oxácido) por cationes, por ejemplo:
 H2SO4 MgSO4 "sustituimos dos H+ por el catión Mg2+ ".
 En realidad, podemos considerar la sal como el resultado de unir un anión que
procede de un ácido con un catión. Por ello, su nomenclatura hace referencia a los
iones de los que proceden (tanto en la nomenclatura clásica como en la
sistemática)
 "Para nombrar una sal se coloca el nombre del anión del que procede
seguida del nombre del catión".
Sales binarias:
 En este grupo podemos encontrar las sales procedentes de los hidrácidos del
grupo de los halógenos, anfígenos y otros.
 HCl Cl — NaCl
Ácido clorhídrico ion cloruro cloruro sódico o de sodio.
 H2S S2— K2S sulfuro potásico.
 En ocasiones aparecen combinaciones binarias de dos no metales. Estas
combinaciones se nombran igual que las anteriores haciendo terminar en uro el
XII
elemento más electronegativo, que ha de figurar, lógicamente representado en la
fórmula a la derecha:
NCl3 cloruro de nitrógeno (III) o tricloruro de nitrógeno.
PCl3 cloruro de fósforo (III) o tricloruro de fósforo.
PBr5 bromuro de fósforo (V) o pentabromuro de fósforo.
Sales de los oxácidos:
 En este grupo encontramos las sales que proceden de los oxácidos por
eliminación de uno o más protones por cationes, generalmente metálicos.
MgSO4 sulfato de magnesio tetraoxosulfato (VI) de magnesio
Mg2+ catión magnesio. SO42— anión sulfato.
• Sales ácidas resultan de la sustitución parcial de los hidrogenos por cationes
metálicos, y se nombran según la nomenclatura clásica:
NaHSO4 hidrogenosulfato sódico bisulfato sódico.
HSO4— anión hidrogenosulfato. Na+ catión sodio.
También encontramos sales ácidas de los hidrácidos como haluros o sulfuros.
• Sales básicas son las que están formadas por un metal, el grupo oxi (O2-) o
hidroxi (OH-) y por un ion negativo:
Su fórmulageneral es: metal (O ó OH) anión
Cu2(OH)3Cl: Trihidroxicloruro de cobre (II).
BiOCl: Oxicloruro de bismuto.
Pb2(OH)2SO3 : dihidroxisulfito de plomo (II).
• Sales dobles. Son sales que contienen más de un catión metálico. Se colocan
los metales en orden creciente de número de oxidación; si son del mismo
grupo se colocan en orden decreciente de número atómico. Se pueden
colocar y nombrar en orden alfabético.
KCaPO4: fosfato de calcio y potasio.
 KNaCO3: carbonato de sodio y potasio.
 Las sales dobles también pueden estar formadas por un catión y varios
aniones, y en este caso los aniones se pueden colocar igual que en el caso
anterior en orden alfabético:
 BaBrCl: bromuro-cloruro de bario.
• Sales de radicales o iones poliatómicos. Se llaman radicales a los grupos de
átomos que están cargados positivamente. Hay dos tipos:
1. Radicales –onio. Proceden de la captación de protones por especies
neutras que actúan como bases:
NH4Cl: Cloruro de amonio.
(PH4)2S: Sulfuro de fosfonio.
2. Radicales –ilo. Son derivados de los oxácidos por eliminación de grupos
hidroxilo.
H2CO3 – 2 OH- CO2+ carbonilo.
H2SO3 – 2 OH- SO2+ Sulfinilo.
XIII
H2SO4 – 2 OH-
+2
2SO Sulfonilo
COBr2: bromuro de carbonilo.
10.OTROS COMPUESTOS.
1. Diácidos. Proceden de la condensación de dos moléculas de ácido con perdida
de una molécula de agua:
 2H2SO4 - H2O H2S2O7: Acido disulfúrico o pirosulfúrico.
Otra forma de interpretar los diácicos y, en general, los isopoliácidos sería
añadiendo una molécula de agua a los óxidos de los que proceden pero
tomando dos, tres o los que nos indique el prefijo correspondiente.
Ejemplos:
Ácido disulfúrico SO3 x 2 + H2O H2S2O7:
Ácido trisulfúrico SO3 x 3 + H2O H2S3O10
Los prefijos di, tri, tetra que se utilizan en la nomenclatura de los isopoliácidos
hacen referencia al nº de átomos del elemento central que aparecen en la
molécula y no a nº de moléculas de agua que se usan para formarlo. Así, por
ejemplo, en el ácido tetrabórico bastaría con unir dos óxidos a una molécula de
agua:
 2 B2O3 + H2O → H2B4O7 Ácido tetrabórico.
2. Tioácidos. El prefijo tio- delante del nombre de un ácido significa la sustitución de
un oxigeno por azufre.
 - O2- + S2-
H2SO4 H2S2O3 Ácido tiosulfúrico
3. Peroxoácidos. El prefijo peroxo- delante del nombre de un ácido significa la
sustitución de un oxigeno −2O por un grupo peroxi −22O .
 - O2- + −22O
H2SO4 H2SO5 Ácido peroxosulfúrico.
XIV
11.EJERCICIOS DE FORMULACIÓN INORGÁNICA.
1. Óxido magnésico
2. Óxido niquélico
3. Óxido cuproso
4. Óxido niqueloso
5. Óxido de calcio
6. Óxido de manganeso (IV)
7. Óxido mercúrico
8. Óxido de manganeso (III)
9. Óxido platínico
10. Óxido férrico
11. Óxido ferroso
12. Óxido estánnico
13. Óxido de cromo (II)
14. Óxido estannoso
15. Óxido clórico
16. Anhídrido sulfúrico
17. Óxido de litio
18. Óxido berílico
19. Óxido hipocloroso
20. Óxido cobaltoso
21. Óxido plumboso
22. Hidruro de sodio
23. Hidruro cuproso
24. Hidruro niquélico
25. Hidruro de manganeso (VII)
26. Hidruro ferroso
27. Hidruro aúrico
28. Hidruro de bario
29. Hidruro irídico
30. Hidruro plúmbico
31. Hidruro de titanio (IV)
32. Hidruro de cesio
33. Hidruro de cinc
34. Ácido fluorhídrico
35. Ácido sulfhídrico
36. Hidruro de oxígeno
37. Hidruro de nitrógeno
38. Ácido yodhídrico
39. Hidróxido ferroso
40. Hidróxido de calcio
41. Hidróxido de litio
42. Hidróxido de manganeso (IV)
43. Hidróxido platínico
44. Hidróxido de aluminio
45. Hidróxido de escandio
46. Peróxido de magnesio.
47. Peróxido de cobre (I).
78. Ga(OH)3
79. MnO2
80. HBr
81. TeO2
82. Fe(OH)2
83. NH3
84. CaO
85. PbH2
86. CuH2
87. AlH3
88. P2O5
89. SO3
90. BaO
91. Li2O
92. MnO3
93. MnO
94. Fe2O3
95. CrO
96. I2O
97. Cl2O7
98. MgO
99. Cl2O5
100. Br2O5
101. CO2
102. CaH2
103. Cu2O
104. H2Se
105. NaOH
106. LiOH
107. HgOH
108. Cr(OH)3
109. Ga(OH)3
110. Bi(OH)3
111. SO2
112. Sb2O5
113. CO
114. CdO
115. ZnO
116. HCl
117. H2O
118. SiO2
119. Au2O3
120. K2O
121. H2SO4
122. H2SO3
123. HPO3
124. H3PO4
XV
48. Peróxido sódico.
49. Peróxido de cobre(II).
50. Peróxido de hidrógeno.
51. Peróxido de estroncio.
52. Ácido sulfúrico.
53. Ácido metafosfórico.
54. Ácido bromhídrico.
55. Ácido sulfhídrico.
56. Ácido clorhídrico.
57. Ácido pirofosforoso.
58. Ácido hipoyodoso.
59. Ácido sulfuroso.
60. Ácido metafosforoso.
61. Ácido nítrico.
62. Ácido carbónico.
63. Ácido perclórico.
64. Ácido cloroso.
65. Sulfuro de manganeso (II).
66. Cloruro sódico.
67. Yoduro plumboso.
68. Yoduro de plata.
69. Bromuro de cobre (II).
70. Sulfuro ferroso.
71. Cloruro de bario.
72. Bromuro cuproso.
73. Agua oxigenada.
74. Monóxido de niquel
75. Monóxido de diniquel.
76. Permanganato potásico.
77. Óxido permangánico.
125. HBrO
126. H2SO3
127. AgClO
128. CaCO3
129. KClO
130. Ba(HSO4)2
131. Pt(CO3)2
132. Co(NO3)2
133. PbCO3
134. AgNO3
135. Na2O2
136. H2O2
137. NH3
138. Au(ClO3)3
139. (NH4)2SO4
140. NaHCO3
141. Pb(HSO4)2
142. CrHPO4
143. Fe(HSO4)2
144. NaI
145. MgCl2
146. Na2S
147. Ca(HS)2
148. NaHCO3
149. CO2
150. Ca(HS)2
151. H2CrO4
152. H2CO3
153. H2Cr2O7
154. K2Cr2O7
xvi
12.SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS, CON LOS ESTADOS DE OXIDACIÓN MÁS FRECUENTES.
Ia
1
O
18
1º H 1
+1,-1
IIa
2
IIIa
13
IVa
14
Va
15
VIa
16
VIIa
17
He 2
2º Li 3
+1
Be
4
+2
B
5
-3, +3
C
6
-
4,+4,+2
N
7
+1,+2-
3,+3,+5
O
8
-1,-2
F
9
-1
Ne
10
3º Na
11
+1
Mg 2
+2
IIIb
3
IVb
4
Vb
5
VIb
6
VIIb
7 8
VIIIb
9 10
Ib
11
IIb
12
Al 13
+3
Si 14
-
4,+4,+2
P 15
-3,
+1,+3,+
5
S
16
-
2,+4,+6
Cl
17
-1,
+1,+3,
+5,+7
Ar
18
4º K 19
+1
Ca
20
+2
Sc
21
+3
Ti 22
+2,+3,+
4
V 23
+2,+3,+
4+5
Cr
24
+2,+3,+
6
Mn 25
+2,+3,+
4+6,+7
Fe
26
+2,+3
Co
27
+2,+3
Ni 28
+2,+3
Cu
29
+1,+2
Zn
30
+2
Ga
31
+3
Ge
32
+4,+2
As
33
-
3,+3,+5
Se
34
-
2,+4,+6
Br
35
-1,
+1,+3,
+5,+7
Kr 36
5º Rb
37
+1
Sr
38
+2
Y
39
+3
Zr 40
+2,+3,+
4
Nb 41
+2,+3,+
5
Mo
42
+2,+3,+
5
Tc 43
+2,+3,+
4+6,+7
Ru 44
+2,+3,+
4+6,+8
Rh 45
+2,+3,+
4
Pd
46
+2,+4
Ag
47
+1
Cd
48
+2
In
49
+3
Sn
50
+2,+4
Sb
51
-
3,+3,+5
Te
52
-
2,+4,+6
I
53
-1,
+1,+3,
+5,+7
Xe
54
6º Cs
55
+1
Ba
56
+2
La
57
+3
Hf 72
+2,+3,+
4
Ta 73
+2,+3,+
5
W 74
+2,+3,+
4+5,+6
Re 75
+2,+4+
6,+7
Os 76
+2,+3,+
4+6,+8
Ir 77
+2,+3,+
4+6,
Pt
78
+2,+4
Au
79
+1,+3
Hg
80
+1,+2
Tl 81
+1, +3
Pb
82
+2,+4
Bi
83
+3,+5
Po
84
+2,+4
At
85
Rn
86
7º Fr
87
+1
Ra
88
+2
Ac
89
+3
Ku 104 Ha
105
 La anterior tabla contiene sólo los estados de oxidación más frecuentes, aquellos elementos poco habituales en la literatura química no se
han incluido. Asimismo, la serie de los lantánidos y actínidos no se ha indicado.
17
13.EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS:
NOMBRA LOS SIGUIENTES COMPUESTOS INORGÁNICOS.
1. HCl
2. H2Te
3. MnO2
4. FeCl3
5. HClO
6. CdSO3
7. I2
8. HMnO4
9. N2O4
10. BrF5
11. H2O
12. CaH2
13. SO3
14. Pb(OH)2
15. Ca(ClO2)2
16. BaHPO4
17. SF6
18. MoO3
19. H2TeO3
20. HBr
21. NaHCO3
22. KH
23. PbO
24. Fe(NO3)2
25. HNO2
26. ZnS
27. NO
28. LiHCO3
29. SnO2
30. PH3
31. FeCl2
32. NaClO
33. CH4
34. Au2O3
35. HIO
36. O3
37. MgH2
38. AsI5
39. KMnO4
40. H2Cr2O7
41. BaCrO4
42. Mn(OH)2
43. SiH4
44. Fe2O3
45. N2
46. Mn2(SO4)3
47. NaOH
48. Sr(HSO4)2
49. CS2
50. H2SO3
51. Ca(HSO3)2
52. MnS
53. Ca
54. PbCl4
55. Cl2O7
56. HClO2
57. (NH4)2Cr2O7
58. HF
59. Ca(OH)2
60. AgBr
61. H2S
62. AsH3
63. Sn
64. HIO4
65. H2CrO4
66. Co2O3
67. HI
68. Hg(IO3)2
69. N2O5
70. HClO3
71. H3AsO3
72. CO2
73. PbO2
74. CuCO3
75. BrF3
76. HNO3
77. NO2
78. Si3N4
79. Ca(HCO3)2
80. Ti2O3
81. Cr(NO3)3
82. CrI3
83. H3PO4
84. Ni(OH)2
85. N2S5
86. AlH3
87. Ba(H2PO4)2
88. CaF2
89. NH4NO2
90. Cl2O
91. BeH2
92. CuHAsO4
93. NH3
94. Ni3(PO4)2
95. SbH3
96. PbSO3
97. H2SO4
98. SnO
99. HClO4
100. H2MnO4
FORMULA LOS SIGUIENTES COMPUESTOS INORGÁNICOS
1. Cromato de bario
2. Hidróxido de manganeso(II)
3. Silano
4. Óxido de hierro(III)
5. Nitrógeno
6. Sulfato de manganeso(III)
7. Hidróxidode sodio
8. Hidrogenosulfato de estroncio
9. Disulfuro de carbono
10. Ácido sulfuroso
11. Hidrogenosulfito de calcio
12. Sulfuro de manganeso(II)
18
13. Calcio
14. Cloruro de plomo(IV)
15. Heptaóxido de dicloro
16. Ácido cloroso
17. Dicromato de amonio
18. Ácido fluorhídrico
19. Hidróxido de calcio
20. Bromuro de plata
21. Ácido sulfhídrico
22. Arsina
23. Estaño
24. Ácido peryódico
25. Ácido crómico
26. Óxido de cobalto(III)
27. Ácido yodhídrico
28. Yodato de mercurio(II)
29. Pentaóxido de dinitrógeno
30. Ácido clórico
31. Ácido arsenioso
32. Dióxido de carbono
33. Óxido de plomo(IV)
34. Carbonato de cobre(II)
35. Trifluoruro de bromo
36. Ácido nítrico
37. Dióxido de nitrógeno
38. Tetranitruro de trisilicio
39. Hidrogenocarbonato de calcio
40. Óxido de titanio(III)
41. Nitrato de cromo(III)
42. Yoduro de cromo(III)
43. Ácido fosfórico
44. Hidróxido de níquel(II)
45. Pentasulfuro de dinitrógeno
46. Hidruro de aluminio
47. Dihidrogenofosfato de bario
48. Fluoruro de calcio
49. Nitrito de amonio
50. Óxido de dicloro
51. Hidruro de berilio
52. Hidrogenoarseniato de
cobre(II)
53. Amoníaco
54. Fosfato de níquel(II)
55. Estibina
56. Sulfito de plomo(II)
57. Ácido sulfúrico
58. Óxido de estaño(II)
59. Ácido perclórico
60. Ácido mangánico
61. Cloruro de hidrógeno
62. Telururo de hidrógeno
63. Óxido de manganeso(IV)
64. Cloruro de hierro(III)
65. Ácido hipocloroso
66. Sulfito de cadmio
67. Yodo
68. Ácido permangánico
69. Tetraóxido de dinitrógeno
70. Pentafluoruro de bromo
71. Agua
72. Hidruro de calcio
73. Trióxido de azufre
74. Hidróxido de plomo(II)
75. Clorito de calcio
76. Hidrogenosulfato de bario
77. Hexafluoruro de azufre
78. Óxido de molibdeno(VI)
79. Ácido teluroso
80. Bromuro de hidrógeno
81. Hidrogenocarbonato de sodio
82. Hidruro de potasio
83. Óxido de plomo(II)
84. Nitrato de hierro(II)
85. Ácido nitroso
86. Sulfuro de zinc
87. Monóxido de nitrógeno
88. Hidrogenocarbonato de litio
89. Óxido de estaño(IV)
90. Fosfina
91. Cloruro de hierro(II)
92. Hipoclorito de sodio
93. Metano
94. Óxido de oro(III)
95. Ácido hipoyodoso
96. Ozono
97. Hidruro de magnesio
98. Pentayoduro de arsénico
99. Permanganato de potasio
100. Ácido dicrómico