NOMENCLATURA - Angelini

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1~
UNIDAD 1
NUMERO DE OXIDACION 
 Oxido-reducción-Número de oxidación
Cuando se establece un enlace iónico entre un átomo de un elemento de alta electronegatividad (ejemplo
F) con un elemento de baja electronegatividad (ejemplo Na), el átomo de Na pasa a ser el catión Na +,
perdiendo un electrón, mientras que el átomo de F adquiere ese electrón para transformarse en el anión F-.
Na Na+ + e-
e- + F F-
Un gran número de reacciones químicas involucra procesos de este tipo en los que uno o más átomos
ceden electrones a uno o más átomos que los aceptan. Estas reacciones se llaman reacciones de óxido-
reducción.
El concepto antiguo de oxidación y reducción estaba ligado estrechamente al hecho de que una sustancia
tomara o liberara oxígeno al reaccionar. Así, se definía como “oxidación”al proceso por el cual una sustancia
se combinaba con oxígeno y “reducción” en el caso que el compuesto eliminara oxígeno. Tomemos por
ejemplo un metal como el calcio: al reaccionar con oxígeno se forma óxido de calcio (CaO) y decimos que el
calcio ha sufrido una oxidación. Pero si observamos la reacción entre el calcio y el cloro, de la que se obtiene
cloruro de calcio (CaCl2), se podría afirmar que el metal ha sufrido una transformación similar; podríamos
decir por analogía que el calcio se ha oxidado también en este caso. ¿Cuál es la similitud estructural del calcio
en ambos compuestos citados?
En ambos casos vemos que ha aparecido un ion positivo: Ca+2 es decir, el calcio ha perdido electrones.
¿Qué ha sucedido con el oxigeno y el cloro en cada caso respectivamente? Se han transformado en O -2 y Cl-
respectivamente, a partir de las sustancias simples O2y Cl2.
La similitud existente en el comportamiento de estos no metales consiste en que ambos han ganado
electrones.
Por lo tanto podemos definir:
Oxidación: Proceso por el cual una sustancia pierde electrones.
Reducción: Proceso por el cual una sustancia gana electrones.
Estudiemos la reacción entre el bromo y el potasio:
2K+ Br2 KBr (1)
El potasio ha perdido electrones, en consecuencia se ha oxidado.
El bromo ha ganado electrones. Se ha reducido.
Todo proceso de oxidación estará indefectiblemente acompañado por un proceso de reducción. Ambos se
engloban en las reacciones que llamaremos de óxido-reducción (o redox).
Concepto de número de oxidación
El siguiente proceso también constituye una reacción redox:
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O (2)
Aquí no es tan sencillo establecer quién ha ganado electrones y quién los ha perdido. Para resolver este tipo
de problemas es necesario introducir el concepto de número de oxidación, que se define como la carga
asignada a cada átomo del elemento en cuestión en un compuesto, considerando que todas las uniones
químicas en él son iónicas. Esto da lugar a la aparición de valores positivos o negativos para los números de
oxidación. Asimismo, pueden aparecer diferentes números de oxidación para un mismo elemento en
diferentes compuestos (¿existirá alguna relación entre lo mencionado finalmente con la ley de Dalton de las
proporciones múltiples?).
En algunos casos resulta sencillo adjudicar el número de oxidación a un elemento en un dado
compuesto. En la reacción (1) el potasio pasó de K a K+; su número de oxidación pasó de cero (0) a uno
positivo (+1), mientras que el bromo se ha modificado de Br2 a Br- [desde cero (0) a uno negativo (-1) cada
átomo]. En cambio en la reacción (2) la situación es más compleja. Por razones prácticas se usa la definición
operacional de número de oxidación, que surge de establecer un conjunto de reglas de asignación para
aplicarlas de modo sistemático.
1) A los elementos en su estado no combinado (sustancias simples) se les asigna número de oxidación
cero (0).
Ejemplos: metales Fe, Li, Na, Hg
no metales O2, F2, N2, He, P
2) a) Para compuestos neutros, la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos
involucrados, multiplicados por sus respectivas atomicidades, debe ser igual a cero.
b) Para iones, la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos involucrados,
multiplicados por sus respectivas atomicidades, debe ser igual a la carga neta del ion.
Recordemos que por atomicidad se entiende el número de átomos de un dado elemento que forman parte de 
una molécula.
3) El hidrógeno presenta habitualmente número de oxidación +1
Ejemplos: HF, HCl, H2SO4, H2O2
Excepción: cuando se combina con metales dando lugar a compuestos binarios, su número de oxidación es -1.
Ejemplos: LiH, CaH2, AlH3
4) El oxigeno presenta habitualmente número de oxidación -2.
Ejemplos: CaO, Na2O, Na2SO4
Excepciones: a) cuando el oxígeno forma peróxidos o peroxiderivados, su número dé oxidación es -1.
Ejemplos: Na2O2, CaO2, Na2S2O8 
b) cuando el oxígeno forma superóxidos, su número de oxidación es -1/2.
Ejemplos: NaO2, CaO4
c) cuando el oxigeno se combina con el flúor, su número de oxidación es +2.
Ejemplo: OF2
5) Los elementos del grupo IA de la tabla periódica presentan en todos sus compuestos el número de 
oxidación +1.
Ejemplos: NaF, Fe2SO4, K202 (peróxido)
6) Los elementos del grupo IIA de la tabla periódica presentan en todos sus compuestos el número de 
oxidación +2.
Ejemplos: CaO, BaSO4, BaO2 (peróxido)
7) a) El elemento más electronegativo, el flúor, presenta en todos sus compuestos el número de oxidación -1.
Ejemplos: NaF, CaF2, BF3, NH4F, PF5
b)Los elementos Cl, Br y I presentan habitualmente número de oxidación -1.
Ejemplos: NaCl, LiBr, Kl, FeCl3
Excepciones: i) Cuando forman compuestos ternarios con oxígeno y metal o hidrógeno pueden presentar 
número de oxidación +1, +3, +5 y +7.
Ejemplos: NaClO3, Ba(BrO3)2, HClO, KClO4)
ii) Cuando se unen entre si formando los compuestos llamados interhalógenos, los números 
de oxidación pueden también tomar los valores +1, +3, +5 y +7.
Ejemplos: IF7, ICl3, ClF3, ICl ,BrF
Ejemplos de asignación de números de oxidación.
i) PbO2 (no es peróxido)
Según la regla 4), para el oxígeno es -2.
Según la regla 2 a), si la suma total debe ser cero, entonces:
(-2).2 + N0 de oxidación del Pb . 1= 0
siendo 2 y 1 la atomicidad del oxígeno y del plomo respectivamente
Nº oxidación del 4
1
2,2
Pb
ii) AlH3
Según la regla 3) (excepción), para e) hidrógeno el número de oxidación es -1. Entonces, 
por la regla 2 a):
-1.3 + N0 de oxidación del Al . 1 = 0
siendo 3 y 1 la atomicidad del hidrógeno y del aluminio respectivamente
Nº oxidación del 3
1
3,1
Al
iii) HMnO4 (no es peroxiderivado)
Según la regla 3), el número de oxidación para el hidrógeno es + 1. Según la regla 4), el 
número de oxidación del oxígeno es -2.
Entonces, teniendo en cuenta la regla 2 a):
(+l).l + Nº de oxidación del Mn . 1 ± (-2).4 = 0
siendo 1,1 y 4 la atomicidad del hidrógeno, manganeso y oxigeno respectivamente
Nº oxidación del 7
1
81


Mn
iv) SO32-
Según la regla 4), el número de oxidación para el oxigeno es -2. Según la regla 2 b), la 
suma total debe resultar -2. Entonces:
Nº de oxidación del S. 1 + (-2).3 = -2
donde 1 y 3 corresponden ala atomicidad del azufre y del oxigeno respectivamente.
N0 oxidación del 4
1
62


S
v) C6H12
Según la regla 3), para el hidrógeno el número de oxidación es + 1. De acuerdo con 2 a):
Nº de oxidación del C . 6 + 1 . 12 =0
siendo 6 y 12 la atomicidad del carbono y del hidrógeno respectivamente.
Nº oxidación del 2
1
12


C
Retomando ahora la ecuación (.2), podemos establecer los números de oxidación de los 
distintos elementos en reactivos y productos.
Sustancia Elemento Nº de oxidación
CH4 H
C
+1 regla 3)
-4 regla 2 a)
O2 O 0 regla 1)
CO2 O
C
-2 regla 4)
+4 regla 2 a)
H2O O
H
-2 regla 4)
+1 regla 3)
De lo anterior podemos establecer que los elementos involucrados en estos compuestos 
presentan los siguientes números de oxidación:
Reactivos Productos
Carbono -4 +4
Hidrógeno +1 +1
Oxígeno 0 -2
Es decir que el hidrógeno no ha cambiado su número de oxidación al ocurrir la reacción. En
cambio,el carbono ha aumentado su número de oxidación pasando de -4 a +4, o sea que ha
perdido electrones; el oxígeno a su vez ha disminuido su número de oxidación de 0 a -2,
ganando electrones. De acuerdo al concepto discutido anteriormente, el carbono ha sufrido
“oxidación”, mientras que el oxigeno ha experimentado “reducción”.
Podemos ahora aplicar la definición de óxido-reducción de la siguiente manera:
Proceso de oxidación es aquel donde el número de oxidación del elemento considerado 
aumenta.
Proceso de reducción es aquel donde el número de oxidación del elemento considerado 
disminuye.
Jerarquía de números de oxidación
Hasta aquí se ha realizado una presentación que podríamos denominar clásica para estudiar
el modo de asignación de números de oxidación a los elementos que forman un dado
compuesto químico. Sin embargo, dicha presentación puede no resolver algunos casos que
podríamos llamar conflictivos (observar que cada vez que se escribió un peróxido tuvo que
ser aclarado).
Como un ejemplo de caso conflictivo detengámonos en el compuesto OF2. Esta fórmula
origina la siguiente pregunta: ¿actúa el flúor con número de oxidación +1 y el oxigeno con
-2 o el flúor lo hace con -1 y el oxígeno con +2?
Las siguientes reglas jerárquicas, que, como su nombre lo indica deben ser aplicadas en orden prioritario
desde i) hasta vi), permitirán dar una respuesta segura a la mayoría de los casos conflictivos que pueden
presentarse en la química inorgánica, y son básicamente las mismas que hemos estudiado, solo que ahora
estarán ordenadas por importancia de aplicación.
i) La suma de los números de oxidación de todos los átomos de una molécula o ion debe igualar la 
carga neta total (cero para especies eléctricamente neutras).
ii) Los átomos de los metales de los grupos IA y IIA tienen número de oxidación +1 y +2 
respectivamente.
iii) Los elementos hidrógeno y flúor tienen asignado número de oxidación +1 y -1 respectivamente.
iv) El oxígeno tiene asignado número de oxidación -2.
v) Los átomos de los elementos del grupo VIIA tienen asignado número de oxidación -1.
vi) En compuestos binarios, los átomos de los grupos VIA y VA tienen asignado números de
oxidación -2 y -3 respectivamente.
Si dos o más reglas de este listado entran en conflicto, la que se presenta primero tiene prioridad de ser
aplicada. De esta manera para el caso planteado anteriormente (OF2), surge de la priorización de la regla iii)
con respecto a la iv) que el oxigeno actúa con estado de oxidación +2
Si se produce un conflicto dentro del mismo grupo de elementos el elemento más liviano es el que sigue la
regla. Por ejemplo, en el compuesto IC1 el iodo actúa con estado de oxidación +1 como consecuencia de
priorizar al elemento más liviano en la regla v)
Si una molécula o ion contiene un elemento no incluido explícitamente en las reglas, su número de oxidación
se encuentra por diferencia. Por ejemplo, el número de oxidación del nitrógeno es +3 en la especie NO,
porque cada átomo de oxígeno actúa con -2 y la suma algebraica de los números de oxidación debe resultar
-1.
Esta presentación de los números de oxidación no invalida la sistemática realizada anteriormente, sino que
puede considerarse complementaria.
Nomenclatura química de compuestos inorgánicos
El problema que intentamos resolver a esta altura, utilizando los conocimientos adquiridos respecto a la
estructura atómica y molecular y las uniones químicas, se puede plantear a través de las siguientes preguntas:
a) Dado el nombre de un compuesto ¿cuál es su fórmula?
b) Dada su fórmula ¿cómo lo nombramos?
Veremos a continuación una serie de reglas que abarcan a todos los compuestos sencillos, pero se debe aclarar
que el uso histórico prolongado hace que a muchos compuestos se los siga denominando con su nombre más
común, como por ejemplo agua al H2O, amoníaco al NH3 y ácido sulfúrico al H2SO4.
Compuestos binarios
En las fórmulas de los compuestos binarios el elemento menos electronegativo se escribe a la izquierda de la
fórmula.
Trataremos aquí los compuestos binarios que se forman entre metales y no metales y, particularmente, los que
resultan de la combinación de metales o no metales con hidrógeno u oxigeno.
1) Compuestos con hidrógeno
1.1) De metales
Se nombran hidruros del metal correspondiente. Ejemplos:
CaH2, LiH, AlH3
Sus nombres son hidruro de calcio, hidruro de litio e hidruro de aluminio, respectivamente.
En el caso de un elemento que pueda presentar hidruros con dos números de oxidación diferentes como el
hierro (+2 y +3), se distinguen de la siguiente manera:
FeH2 hidruro de hierro (II) ; FeH3 hidruro de hierro (III)
Con un numeral romano entre paréntesis se indica el número de oxidación del elemento (Numeral de Stock). 
Si el metal posee un solo número de oxidación no es necesario utilizar dicho numeral.
Para establecer la fórmula a partir del nombre, se colocan tantos átomos de hidrógeno como indique el 
número de oxidación del metal.
Ejemplos: fórmulas de hidruro de potasio KH ; hidruro de titanio (III) TiH3
1.2) De no metales
Se nombran como no metal... uro de hidrógeno. Muchos de ellos también son denominados hidrácidos, por 
ser de naturaleza ácida. En general, la regla vale para los no metales del grupo VIA (excepto oxígeno) y VIIA.
Ejemplos: HCl cloruro de hidrógeno
H2S sulfuro de hidrógeno
Excepciones: B2H6 (diborano) , SiH4 (silano), NH3 (se conserva amoníaco), PH3(fosfano o fosfina), AsH3 
(arsano o arsina)
Para indicar la fórmula de un compuesto de este tipo, dado su nombre, se colocan tantos átomos de hidrógeno 
como indique el número de oxidación del no metal.
Ejemplo : bromuro de hidrógeno Número de oxidación del Br = -1.
Fórmula HBr
b) Compuestos con oxígeno
b1) De metales
Se nombran como óxidos del metal correspondiente
CaO óxido de calcio; Na2O óxido de sodio
Cuando existe más de un número de oxidación posible del metal, se nombra
Cr2O3 óxido de cromo (III); CrO óxido de cromo (II)
Una alternativa en la nomenclatura moderna permite recurrir a la atomicidad
Ejemplo: Cr2O3 trióxido de dicromo
MnO2 dióxido de manganeso
Para establecer la fórmula a partir del nombre, se debe conocer el número de oxidación del metal, y además 
recordar que el oxigeno actúa con el número de oxidación -2.
2) De no metales
Se nombran como óxidos del no metal correspondiente.
Ejemplo: B2O3 óxido de boro
Cuando hay más de un estado de oxidación se usan los numerales de Stock para indicar cuál corresponde:
Ejemplo: P2O5 óxido de fósforo (V)
En este caso también se puede nombrar los compuestos, usando la atomicidad:
P2O5 pentóxido de difósforo
c) Compuestos de no metal y metal
Se sustituye en este caso el hidrógeno por un metal.
Se nombran como no metal... uro del metal.
Ejemplos: KCI Cloruro de potasio
SnI4 Ioduro de estaño (IV)
PbBr2 Bromuro de plomo (II)
Para obtener la fórmula a partir del nombre se sigue el mismo criterio que en los casos anteriores.
Ejemplo: sulfuro de cobre (I)
el azufre posee número de oxidación -2
Cu2 S
el cobre posee número de oxidación +1
Compuestos ternarios
a) Hidróxidos
Cuando se combinan los óxidos metálicos con el agua, dan lugar a la formación de compuestos ternarios del 
tipo:
M(OH)x
donde M representa a un metal y OH- el ion hidróxido.
Se nombran como hidróxidos del metal correspondiente, utilizando numerales de Stock cuando dicho metal 
pueda presentarse con más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos: NaOH hidróxido de sodio
Fe(OH)3 hidróxido de hierro (III)
La fórmula se obtiene a partir del nombre colocando tantos iones hidróxido como indique el número de 
oxidación del metal. El metal se coloca a la izquierda.
Ejemplos:
hidróxido de plata (la plata presenta número de oxidación +1)
AgOH
hidróxido de aluminio (el aluminio presenta número de oxidación +3)
Al(OH)3
b) Oxoácidos
Corresponden a compuestos de la forma:
Hidrógeno-Oxigeno-No metal
aunque en la fórmula se indican como
HaXbOc donde X indica no metal.
Se pueden tratar siempre como compuestos derivados del anión
HaXbOCa-y su nombre será: no metal... ato de hidrógeno.
Si hay ambigüedad en el número de oxidación del no metal se agrega como numeral de Stock:
Ejemplo: 
Nomenclatura antigua
H2S03 sulfato (IV) de hidrógeno o 
trioxosulfato de dihidrógeno.
ácido sulfuroso
H2S04 sulfato (VI) de hidrógeno 
tetraoxosulfato de dihidrógeno.
o ácido sulfúrico
Las terminaciones oso e ico se utilizaron en la nomenclatura antigua para designar respectivamente, el menor
y mayor número de oxidación del no metal.
Para obtener la fórmula a partir del nombre se debe seguir la siguiente regla (hay excepciones):
Si el número de oxidación del no metal es impar, la molécula del compuesto tendrá un solo átomo de 
hidrógeno y si es par tendrá dos átomos de hidrógeno.
Ejemplos:
Para el cloro pueden aparecer números de oxidación impares:
+1; +3; +5; +7. Las fórmulas siempre serán del tipo:
HCIOX
El número de átomos de oxígeno se obtendrá empleando la regla de la suma de los números de oxidación.
Nombre antiguo Fórmula Nombre moderno
Clorato (I) ácido hipocloroso HCIO monoxoclorato de hidrógeno
Clorato (III) ácido cloroso HCIO2 dioxoclorato de hidrógeno
Clorato (V) ácido clórico HCIO3 trioxoclorato de hidrógeno
Clorato (VII) ácido perclórico HCIO4 tetraoxoclorato de hidrógeno
Nota: …oxo significa el número de átomos de oxígeno que contiene la fórmula
Para el selenio, que tiene números de oxidación +4 y +6, las fórmulas de los oxoácidos serán del tipo:
H2SeOx
Nombre antiguo Fórmula Nombre moderno
Seleniato (IV) ácido selenioso H2SeO3 trioxoseleniato de dihidrógeno
Seleniato (VI) ácido selénico H2SeO4 tetraoxoseleniato de dihidrógeno
Notas adicionales:
i) Se suelen emplear prefijos orto, meta y piro, de acuerdo a los diferentes grados de hidratación de los ácidos.
Por ser aún de uso común, aclaramos aquí su constitución: si tomamos al ácido fosfato (V) de hidrógeno,
la forma más sencilla será, según la regla expuesta, HPO3. Sin embargo, según el grado de hidratación
puede aparecer una familia de ácidos fosfóricos.
Relación óxido/agua
P2O5 + H2O 2 HPO3 metafosfórico 1:1
P2O5 + 3H2O 2 H3PO4 ortofosfórico 1:3
P2O5 + 2 H2O H4P2O7 pirofosfórico 1:2
ii) Se suele usar el prefijo hipo para designar el número de oxidación inferior del no metal, cuando éste 
presenta más de dos valores posibles de número de oxidación
H2N202 ácido hiponitroso N(I)
H3P02 ácido hipofosforoso P(I)
Cuando el no metal que forma el oxoácido puede presentar más de tres números de oxidación, en la 
nomenclatura antigua se emplearon los prefijos hipo y per para el mínimo y el máximo número de oxidación 
respectivamente.
c) Sales de oxoácidos u oxosales
Provienen de reemplazar el hidrógeno por el metal en los oxoácidos. Se sigue el mismo esquema de
nomenclatura que para los oxoácidos.
Ejemplos:
SnSO3 sulfato(IV) de estaño(II)
Cu(N03)2 nitrato(V) de cobre(II)
Para obtener la fórmula a partir del nombre, conviene obtener previamente el oxoácido correspondiente, y
luego reemplazar los hidrógenos por el metal.
Ejemplo: Nitrato(V) de hierro(III)
El nitrato(V) de hidrógeno será HNOX con x = 3 (ver reglas correspondientes a oxoácidos). Luego, la fórmula
del oxoácido será HNO3. Como el Fe(III) requiere tres aniones NO3 para su neutralización, se obtiene
Fe(NO3)3
Otro ejemplo: Silicato(IV) de bario
El silicato(IV) de hidrógeno será H2SiO3 ; el Ba, cuyo número de oxidación es +2, requiere un anión silicato
(SiO3 -2) para su electroneutralidad. Por lo tanto, la fórmula será: BaSiO3
d) Sales ácidas de no metaluros de metales
Se antepone la palabra hidrógeno al anión.
NaHS hidrógeno sulfuro de sodio
Cu(HS)2 hidrógeno sulfuro de cobre(II)
Para obtener la fórmula se sigue la misma regla que para los no metaleros de metales.
Ejemplo:
hidrógeno sulfuro de estaño (IV)
Sn(HS)4
Compuestos cuaternarios
a) Sales ácidas de oxosales
Se antepone la palabra hidrógeno al nombre del anión.
NaHSO3 Hidrógeno sulfato(IV) de sodio
KH2PO4 dihidrógeno fosfato(V) de potasio
Para obtener la fórmula a partir del nombre se debe conocer el número de oxidación del metal y la carga del 
anión correspondiente.
Ejemplo:
hidrógeno carbonato de cobre(II)
El hidrógeno carbonato es el anión proveniente del carbonato de hidrógeno: H2C03. Dicho anión será HCO3
Por lo tanto la fórmula final será:
Cu(HCO3)2
b) Sales básicas (oxi e hidroxisales)
Se pueden considerar como combinación de oxisales proveniente de oxoácidos y óxidos e hidróxidos del 
mismo metal.
Ejemplo:
CuCO3.Cu(OH)2 hidroxicarbonato de cobre (II)
CuCO3.CuO oxicarbonato de cobre (II)
Guía de estudio
1. Describir la evolución del concepto de oxidación y reducción.
2. Definir número de oxidación.
3. ¿Cuáles son las reglas que deben ser tenidas en cuenta para asignar el número de 
oxidación de un dado elemento en un compuesto?
4. Discutir acerca de la necesidad de una sistematización de la nomenclatura en las 
ciencias químicas.
5. ¿Qué tipo de compuestos binarios conoce y cómo los nombra?
6. ¿Qué tipo de compuestos ternarios conoce y cómo los nombra?
7. ¿Qué tipo de compuestos cuaternarios conoce y cómo los nombra?
8. Discutir sobre las ventajas y desventajas de la nomenclatura antigua y la moderna en 
forma comparativa.
Ejercitación
1. Establecer el número de oxidación para los distintos elementos en los siguientes 
compuestos e iones:
 a) NH3 ; HBr
 b) FeH3 ; SrH2
 c) N2O5 ; SO3 ; MgO ; Cu2O ; Cr2O3 CrO3 (no hay peróxidos)
 d) KOH ; Ni(OH)2 ; H2SO3 ; H3PO4 ; H4SiO4 (no hay peróxidos)
 e) HPO42- H2PO4 ; PO43- NO2 ; IO-
 t) ZnSO4 ; Na3PO4 ; K2Cr2O.,
2. En las siguientes reacciones de óxido-reducción, identificar los elementos que cambian 
su número de oxidación
 a)C2H6 +13/2O2 4CO2 + 5H2O
 b)UO3 + H2 UO2 + H2O
 c) CaH2 + 2 H2O Ca(OH)2 + 2H2
 d)C12 + H2O HClO + HCl
3. Nombrar:
CsH ; MgH2 ; PbH4 ; SnH2
4. Escribir las fórmulas de:
Hidruro de estroncio
Hidruro de tnanganeso(II)
Hidruro de cobre(I)
Hidruro de bismuto(III)
5. Nombrar:
HF ; HI ; H2Se
6. Escribir las fórmulas de:
Seleniuro de hidrógeno
Bromuro de hidrógeno
7. Nombrar:
Co2O3 ; Cu2O ; ZnO ; La2O3 ; PbO2 ; MoO3
8. Escribir las fórmulas de:
 Oxido de cesio
 Oxido de berilio
 Oxido de paladio(II)
 Oxido de mercurio (I)
 Oxido de uranio (VI)
9. Nombrar:
 As2O5 ; I2O7; SO2 ; N2O5 ;CO
10. Escribir las fórmulas de:
Oxido de boro
Oxido de nitrógeno (III)
Oxido de azufre (VI)
Oxido de carbono (IV)
11. Nombrar
Fe Br3 ; BaCl2 ; TiCI4 ; CdCl2 ; BiCI3 ; N iS ; MnS ; Ag2S ; CoBr2
12. Escribir las fórmulas de:
Fluoruro de estroncio
Sulfuro de calcio
Bromuro de hierro (II)
loduro de cobre (II)
13. Nombrar
HBO2 ; H2CO3 ; HPO3 ; H2SO3 ; HBrO3 ; HCIO3
14. Escribir las fórmulas de:
Bromato (III) de hidrógeno
Nitrato (III) de hidrógeno
Ortofosfato (III) de hidrógeno
15. Nombrar con prefijos orto, meta, piro, los siguientes ácidos:
HPO2 ; H4P2O7 H2SiO3 H4SiO4 H6Si2O7
16. Nombrar:
 NH4NO3 ; FeSO4 ; Fe2(SO4)3 ; Mg(ClO)2 ; Ba(PO3)2
17. Escribir las fórmulas de:
Nitrato (V) demanganeso (II)
Ortofostato (V) de cobalto (III)
Sulfato (VI) de talio (I)
Bromato (VII) de cadmio
lodato (III) de cine
Sulfato (IV) de oro (III)
18. Nombrar:
AgHS; Mn(HS)2 ; Cr(HS)3 ; Ti(HS)4
19. Escribir las fórmulas de:
Hidrógeno sulfuro de plomo (IV)
Hidrógeno sulfuro de antimonio (III)
20. Nombrar:
Mn(HCO3)2 ; Ca(HSO4)2 ; Na2HPO4
21. Escribir las fórmulas de:
Hidrógeno carbonato de cadmio
Hidrógeno sulfato (VI) de hierro (II)
Hidrógeno fosfato (V) de sodio
Dihidrógeno fosfato (III) de litio
Oxicarbonato de plomo (II)
Hidroxicarbonato de estai!o (IV)
Oxicloruro de cine
Hidroxicloruro de calcio
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