Nomenclatura de compuestos inorgánicos

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Nomenclatura de compuestos inorgánicos 
 
Se conocen más de 10 millones de sustancias químicas. Nombrarlas todas sería una 
tarea extremadamente complicada si cada una tuviera un nombre especial independiente 
de todos los demás. Muchas sustancias importantes, a las cuales se les conoce desde 
hace mucho tiempo, como el agua, H2O, y el amoníaco, NH3, sí tienen nombres individua-
les tradicionales. Sin embargo, para la mayor parte de las sustancias existe un conjunto 
sistemático de reglas que nos llevan a un nombre único para cada sustancia, con base a 
su composición. 
 
Estados de oxidación 
 
Un concepto útil en química es el concepto de estado de oxidación o número de oxi-
dación, el cual está relacionado con el número de electrones que un átomo pierde, gana, 
o parece que utiliza para unirse a otros átomos en los compuestos. Consideremos el 
NaCl. En este compuesto, un átomo de Na, un metal, cede un electrón a un átomo de Cl, 
un no metal. El compuesto resultante está formado por iones Na+ y Cl y decimos que el 
Na+ está en el estado de oxidación +1 y el Cl en el estado de oxidación 1. 
En el MgCl2 cada átomo de Mg pierde dos electrones para convertirse en Mg2+, y ca-
da átomo Cl gana un electrón para convertirse en Cl. Así, en el MgCl2 el estado de oxida-
ción del Cl sigue siendo 1, como en el NaCl, pero el del Mg2+ es +2. Si tomamos la su-
ma de los estados de oxidación de todos los átomos (iones) en una unidad fórmula de 
MgCl2, obtenemos +2 –1 –1 = 0. 
En la molécula Cl2, los dos átomos de Cl son idénticos y deberían tener el mismo es-
tado de oxidación. Pero si la suma de sus estados de oxidación es cero, cada estado de 
oxidación debe ser cero. Así, el estado de oxidación de un átomo puede variar, depen-
diendo del compuesto en que se encuentre. En la molécula H2O asignamos arbitrariamen-
te al H el estado de oxidación +1. Entonces, debido a que la suma de los estados de oxi-
dación debe ser cero, el estado de oxidación del O debe ser –2. 
A partir de estos ejemplos, se puede ver que son necesarios algunas convenciones o 
reglas para asignar los estados de oxidación. Las siguientes reglas son suficientes en la 
mayoría de los casos: 
 
1. El estado de oxidación de cada átomo en un elemento puro es 0. Ejemplos: el es-
 2 
tado de oxidación de cada átomo de Cl en el Cl2 es 0, y el estado de oxidación de 
cada átomo de Fe en el Fe metálico es 0. 
2. La suma de los estados de oxidación de todos los átomos de una molécula o ion 
debe ser igual a la carga neta de la molécula o ion. Ejemplos: La suma de los es-
tados de oxidación de todos los átomos en el CH3OH y en el MgCl2 debe ser 0, en 
el SO4
2 debe ser –2 y en el Fe3+ debe ser +3. 
3. En todos sus compuestos, los metales del grupo 1 tienen estado de oxidación +1 
y los metales del grupo 2 tienen estado de oxidación +2. Ejemplos: El estado de 
oxidación del K es +1 en el KCl y en el K2CrO4; el estado de oxidación del Mg es 
+2 en el MgSO4 y en el Mg(NO3)2. 
4. El estado de oxidación del flúor es –1 en todos sus compuestos. Ejemplos: El es-
tado de oxidación del F es –1 en HF, ClF3 y SF6. 
5. El estado de oxidación del hidrógeno es +1 en todos sus compuestos, excepto en 
los que forma con los metales, en donde es –1. Ejemplos: El estado de oxidación 
del H es +1 en HI, H2S, NH3 y CH4, y es –1 en LiH y AlH3. 
6. El estado de oxidación del oxígeno es –2 en todos sus compuestos, excepto en 
los peróxidos en los cuales es –1 y en los superóxidos en los cuales es -½. Ejem-
plos: El estado de oxidación del O es –2 en H2O, CO2 y KMnO4, –1 el H2O2 y 
Na2O2 y -½ en el RbO2. 
 
Reglas de nomenclatura 
 
Las reglas de la nomenclatura química se basan en la división de las sustancias en 
diferentes categorías. La división principal es en compuestos orgánicos e inorgánicos. Los 
compuestos orgánicos contienen carbono, por lo general en combinación con hidrógeno, 
oxígeno, nitrógeno o azufre. Todos los demás compuestos entran en la categoría de com-
puestos inorgánicos. Existen, sin embargo, algunos compuestos que contienen carbono, 
como monóxido de carbono, CO, dióxido de carbono, CO2, disulfuro de carbono, CS2, y 
compuestos que contienen a los aniones cianuro, CN, carbonato, CO3
2, o bicarbonato, 
HCO3
,a los cuales se les considera compuestos inorgánicos. En esta sección sólo consi-
deraremos las reglas básicas para dar nombres a los compuestos inorgánicos. 
Para organizar y simplificar el estudio de la nomenclatura, dividiremos a los compues-
tos inorgánicos en cuatro categorías: compuestos iónicos, compuestos moleculares, áci-
dos y bases e hidratos. 
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Compuestos iónicos 
 
Los compuestos iónicos están formados por cationes (iones positivos) y aniones (io-
nes negativos). Examinemos la nomenclatura de los cationes y luego la de los aniones. 
Después, consideraremos cómo juntar los nombres de los iones para nombrar al com-
puesto iónico completo. 
 
Cationes (iones positivos) 
 
a. Con muy pocas excepciones (ver punto c), todos los cationes de interés se deri-
van de átomos metálicos. Los cationes formados a partir de átomos metálicos 
tienen el mismo nombre que el metal: 
 
elemento nombre catión nombre 
Na sodio Na+ ion o catión sodio 
K potasio K+ ion o catión potasio 
Zn cinc Zn2+ ion o catión cinc 
Al aluminio Al3+ ion o catión aluminio 
 
 Los iones que se forman a partir de un solo átomo reciben el nombre de iones 
monoatómicos. 
 
b. Si un metal puede formar cationes con diferente carga, la carga positiva o su es-
tado de oxidación se indica con un número romano entre paréntesis después del 
nombre del metal (este método recibe el nombre de sistema de Stock): 
Fe2+ ion hierro(II) Cu+ ion cobre(I) 
Fe3+ ion hierro(III) Cu2+ ion cobre(II) 
 
Los iones con diferente carga tienen diferentes propiedades, como ocurre mu-
chas veces con el color. 
La mayor parte de los metales que forman cationes con carga variable son 
metales de transición, metales de los grupos 3 a 11 en la tabla periódica. A las 
cargas de estos iones se les indica con la notación de Stock. Los iones metálicos 
comunes que no tienen carga variable son los iones del grupo 1 (Li+, Na+, K+, Rb+ 
y Cs+) y del grupo 2 (Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+), además de Ag+ (grupo 11), Zn2+ 
(grupo 12) y Al3+ (grupo 13). Al nombrar a estos iones no se indica explícitamente 
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su carga. Si no se está seguro de si un metal forma más de un tipo de catión, in-
dique la carga empleando la notación de Stock. No es erróneo hacerlo, aunque a 
veces es innecesario. 
Un método antiguo pero importante, que todavía se usa mucho para distin-
guir entre dos iones con carga diferente de un mismo metal, consiste en apli-
car la terminación –oso o –ico. Estas terminaciones representan los iones con 
carga menor y mayor, respectivamente, y se les agrega a la raíz del nombre del 
elemento en latín: 
 
Fe2+ ion ferroso Cu+ ion cuproso 
Fe3+ ion férrico Cu2+ ion cúprico 
 
El sistema oso/ico tiene, sin embargo, varios inconvenientes. Por ejemplo, no se 
puede usar las terminaciones oso/ico para nombrar los cuatro óxidos de vanadio: 
VO, V2O3, VO2 y V2O5. 
 
c. Los cationes formados a partir de átomos no metálicos tienen nombres que ter-
minan en –io: 
 
NH4
+ ion amonio H3O+ ion hidronio 
 
Estos dos iones son los únicos de esta clase que encontraremos comúnmente. 
Ambos son poliatómicos (formados por dos o más átomos). 
En la Tabla 1 aparecen los nombres y las fórmulas de los cationes más co-
munes. Los iones listados a la izquierda son los iones monoatómicos que no tie-
nen carga variable; los que están a la derecha son cationes poliatómicos o catio-
nes con carga variable. El ion Hg2
2+ es inusual en cuanto a que es un ion metáli-
co diatómico; se le llama mercurio(I) porque podemos considerarlo como forma-
do por dos iones Hg+ unidos. 
 
Aniones (iones negativos) 
 
a. Los aniones monoatómicos tienen nombre que formamosdesechando la termi-
nación del nombre del elemento y agregando la terminación –uro; en el caso del 
oxígeno la terminación es –ido. 
 
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Tabla 1. Cationes comunes 
carga fórmula nombre fórmula nombre 
+1 H+ ion hidrógeno NH4
+ ion amonio 
 Li+ ion litio Cu+ ion cobre(I) o cuproso 
 Na+ ion sodio 
 K+ ion potasio 
 Rb+ ion rubidio 
 Cs+ ion cesio 
 Ag+ ion plata 
+2 Mg2+ ion magnesio Co2+ ion cobalto(II) o cobaltoso 
 Ca2+ ion calcio Cu2+ ion cobre(II) o cuproso 
 Sr2+ ion estroncio Fe2+ ion hierro(II) o ferroso 
 Ba2+ ion bario Mn2+ ion manganeso(II) o manganoso 
 Zn2+ ion cinc Hg2
2+
 ion mercurio(I) o mercurioso 
 Cd2+ ion cadmio Hg2+ ion mercurio(II) o mercúrico 
 Ni2+ ion níquel(II) o niqueloso 
 Pb2+ ion plomo(II) o plumboso 
 Sn2+ ion estaño(II) o estanoso 
+3 Al3+ ion aluminio Cr3+ ion cromo(III) o crómico 
 Fe3+ ion hierro(III) o férrico 
 
H ion hidruro O2 ion óxido N3 ion nitruro 
 
Unos cuantos aniones poliatómicos sencillos tienen también nombres que llevan 
estas terminaciones: 
 
OH ion hidróxido CN ion cianuro O2
2 ion peróxido 
 
b. Los aniones poliatómicos que contienen oxígeno tienen nombres que terminan 
en –ato o –ito. Estos aniones reciben el nombre de oxianiones. La terminación 
–ato se emplea para el oxianión más común de un elemento, el cual es aquel 
donde el elemento se encuentra en su estado de oxidación máximo. Este estado 
de oxidación máximo es igual al número de grupo de la tabla periódica menos 10. 
La terminación –ito se usa para el oxianión que tiene la misma carga pero un 
átomo O menos (estado de oxidación dos unidades menor que el máximo): 
 6 
NO3
 ion nitrato SO4
2 ion sulfato 
NO2
 ion nitrito SO3
2 ion sulfito 
 
En el caso de los oxianiones de elementos del grupo 17 de la tabla periódica, la 
serie de oxianiones puede extenderse a cuatro miembros. En este caso también 
se emplea prefijos. El prefijo per- y la terminación -ato indican el oxianión con el 
elemento en el máximo estado de oxidación. La terminación –ato corresponde al 
oxianión con el elemento en el estado de oxidación dos unidades menores que el 
máximo. La terminación ito- indica el oxianión con el elemento en el estado de 
oxidación dos unidades menores que el anterior y, por último, el prefijo hipo- y la 
terminación–ito corresponden al estado de oxidación positivo más bajo: 
 
ClO4
 ion perclorato (estado de oxidación +7 para el Cl) 
ClO3
 ion clorato (estado de oxidación +5 para el Cl) 
ClO2
 ion clorito (estado de oxidación +3 para el Cl) 
ClO ion hipoclorito (estado de oxidación +1 para el Cl) 
 
c. A los aniones obtenidos agregando H+ a un oxianión se les designa agregando 
como prefijo hidrógeno- o dihidrógeno-, según sea el caso: 
 
CO3
2 ion carbonato PO4
3 ion fosfato 
HCO3
 ion hidrógeno carbonato H2PO4
 ion dihidrógeno fosfato 
 
Obsérvese que cada H+ reduce la carga negativa del anión padre en una unidad. 
Un método antiguo para designar a estos aniones usa el prefijo –bi. Así, al ion 
HCO3
 comúnmente se le llama ion bicarbonato, y al ion HSO4
, ion bisulfato. 
En la Tabla 2 están los nombres y las fórmulas de los aniones más comu-
nes. Aquellos cuyos nombres terminan en –uro o –ido aparecen en la parte iz-
quierda de la tabla, mientras que a la derecha aparecen aquellos cuyos nombres 
terminan en –ato. Las fórmulas de los aniones derivados de aquellos cuyos nom-
bres terminan en –ato pueden obtenerse agregando o quitando oxígenos según 
lo dicho en la regla b. 
 
 
 
 
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Tabla 2. Aniones comunes. 
carga fórmula nombre fórmula nombre 
1 H ion hidruro C2H3O2

 ion acetato 
 F ion fluoruro ClO3

 ion clorato 
 Cl ion cloruro ClO4

 ion perclorato 
 Br ion bromuro NO3

 ion nitrato 
 I ion yoduro SCN ion tiocianato 
 CN ion cianuro MnO4

 ion permanganato 
 OH ion hidróxido 
2 O2 ion óxido CO3
2 ion carbonato 
 O2
2 ion peróxido CrO4
2 ion cromato 
 S2 ion sulfuro Cr2O7
2 ion dicromato 
 SO4
2 ion sulfato 
3 N3 ion nitruro PO4
3 ion fosfato 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Compuestos iónicos 
 
Los nombres de los compuestos iónicos son el nombre del anión seguido de la pala-
bra “de” y del nombre del catión: 
 
BaBr2 bromuro de bario 
Al(NO3)3 nitrato de aluminio 
Cu(ClO4)2 perclorato de cobre(II) 
 
Ejemplo 1. La fórmula del ion bromato es BrO3
. Escriba la fórmula del 
ion hipobromito. 
 
En sufijo –ito indica un oxígeno menos que el ion terminado en –ato (el 
ion bromato), y el prefijo hipo- indica un oxígeno menos que el ion terminado 
en –ito. En consecuencia, el ion hipobromito tiene la misma carga que el ion 
bromato pero dos oxígenos menos: 
 
BrO 
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Obsérvese el uso del paréntesis en las fórmulas del nitrato de aluminio y del perclorato de 
cobre(II). Se utiliza paréntesis seguido del subíndice apropiado cuando un compuesto 
contiene dos o más iones (cationes o aniones) poliatómicos. Obsérvese también que, 
aunque en el nombre aparece primero el anión seguido del catión, al escribir las fórmulas 
primero se escribe el catión y luego el anión. 
, 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Podríamos preguntarnos ¿por qué no usamos nombres como bromuro de bario(II) 
para el BaBr2 y nitrato de aluminio(III) para el Al(NO3)3? Evidentemente, cada uno de esos 
nombres indica claramente el compuesto en consideración, pero como regla general los 
químicos siempre escriben el nombre más sencillo posible. Como ya hemos visto, los me-
tales del grupo 2 de la tabla periódica (como el Ba) y el Al del grupo 13 tienen una sola 
forma iónica o estado de oxidación. Los números romanos que designan estos estados de 
oxidación son redundantes. 
 
Compuestos moleculares 
 
A diferencia de los compuestos iónicos, los compuestos moleculares están formados 
por moléculas discretas y, por lo general, por la combinación de elementos no metálicos. 
Muchos compuestos moleculares son compuestos binarios y la nomenclatura de ellos es 
similar a la de los compuestos iónicos binarios. 
Ejemplo 2. Escriba las fórmulas químicas de los siguientes compuestos: (a) sulfu-
ro de amonio; (b) hidrógeno carbonato de calcio; (c) sulfito de níquel(II). 
 
Para determinar la fórmula química de un compuesto iónico a partir de su nombre 
es necesario conocer las cargas de los iones para poder determinar los subíndices. (a) 
el catión amonio es NH4
+ y el anión sulfuro es S2. Puesto que los compuestos iónicos 
son eléctricamente neutros, se necesita dos iones NH4
+ para neutralizar la carga de un 
ion S2. Además, como el ion NH4
+ es poliatómico, se le debe encerrar entre parénte-
sis. Por lo tanto, la fórmula del compuesto es (NH4)2S. (b) El ion calcio es Ca2+. El ion 
carbonato es CO3
2, así que el ion hidrógeno carbonato es HCO3
. Se requiere dos 
iones HCO3
 para neutralizar la carga del ion Ca2+, lo que da Ca(HCO3)2. (c) el ion ní-
quel(II) es Ni2+. El ion sulfito, el cual tiene un oxígeno menos que el ion sulfato, es 
SO3
2. Se necesita sólo un ion SO3
2 para neutralizar la carga del ion Ni2+, luego la 
fórmula del compuesto es NiSO3. 
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a. Por lo general, se escribe primero el nombre del elemento que está más a la de-
recha en la tabla periódica, dándole la terminación –uro (-ido en el caso de oxí-
geno). 
b. Si ambos elementos están en el mismo grupo de la tabla periódica, se nombra 
primero el que está más arriba. 
c. Se inserta la palabra “de” entre los dos elementos. 
d. Se usa prefijos griegos (Tabla 3) para indicar el número de átomos de cada ele-
mento. Si el prefijo termina en “a” u “o” y el nombre del átomo comienza con vocal 
(como en óxido), por lo regular se omite la “a” o la “o”. El prefijo mono- se omite 
para el primer elemento (por ejemplo, PCl3 es tricloruro de fósforo y no triclorurode monofósforo). En consecuencia, la ausencia de un prefijo para el primero de 
los elementos significa que sólo hay un átomo de ese elemento en la molécula. 
 
Los siguientes ejemplos ilustran las reglas: 
 
HCl cloruro de hidrógeno N2O4 tetróxido de dinitrógeno 
HBr bromuro de hidrógeno CO2 dióxido de carbono 
SiC carburo de silicio SO2 dióxido de azufre 
CO monóxido de carbono SO3 trióxido de azufre 
 
La excepción para el uso de prefijos griegos es en el caso de los compuestos molecu-
lares que contienen hidrógeno. Tradicionalmente, a muchos de estos compuestos se les 
llama por sus nombres comunes no sistemáticos, o bien mediante nombres que no indi-
can el número de átomos H presentes: 
 
B2H6 diborano 
CH4 metano 
SiH4 silano 
NH3 amoníaco 
PH3 fosfina 
H2O agua 
H2S sulfuro de hidrógeno 
 
Obsérvese que para los compuestos que contienen hidrógeno es irregular el orden en 
que se escriben los elementos en las fórmulas. En el agua y el sulfuro de hidrógeno se 
escribe primero el H, mientras que en los otros elementos aparece al final. 
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Tabla 3. Prefijos griegos usados en la nomenclatura de compuestos moleculares. 
prefijo significado 
mono 1 
di 2 
tri 3 
tetra 4 
penta 5 
hexa 6 
hepta 7 
octa 8 
nona 9 
deca 10 
 
Generalmente es muy sencillo escribir las fórmulas de los compuestos moleculares. 
Así, el nombre trifluoruro de arsénico indica que hay un átomo de arsénico y tres átomos 
de flúor en cada molécula, y que la fórmula es AsF3. Nótese que el orden de aparición de 
los elementos en la fórmula es inverso al nombre. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
¿Por qué no se llama dicloruro de magnesio al MgCl2 y tricloruro de hierro al FeCl3? 
Como estos son compuestos iónicos, el ion magnesio sólo puede ser Mg2+, por lo que el 
nombre cloruro de magnesio sólo puede significar MgCl2. De forma análoga, cloruro de 
Ejemplo 3. De nombre a los siguientes compuestos: (a) SO2, (b) PCl5, (c) N2O5. 
 
Los compuestos están formados exclusivamente por no metales, así que lo más 
probable es que sean moleculares, no iónicos. Empleando los prefijos de la Tabla 3, 
tenemos (a) dióxido de azufre, (b) pentacloruro de fósforo, (c) pentóxido de dinitrógeno. 
 
Ejemplo 4. Escriba la fórmula química de (a) tetrabromuro de silicio, (b) dicloruro 
de diazufre. 
 
(a) El compuesto tiene cuatro átomos Br y un átomo Si, luego su fórmula es SiCl4. 
(b) El compuesto tiene dos átomos Cl y dos átomos S, luego su fórmula es S2Cl2. 
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hierro(III) sólo puede referirse a un compuesto de Fe3+ y Cl, es decir FeCl3. En ambos 
casos no se usa el prefijo griego, en el primer caso porque es redundante y en el segundo 
porque el estado de oxidación del hierro ya se indica con la notación de Stock. 
 
Acidos y bases 
 
Acidos 
 
Aunque más adelante discutiremos un poco más en detalle lo que es un ácido, por 
ahora describiremos a un ácido como una sustancia que libera iones hidrógeno (H+) 
cuando se le disuelve en agua. El HCl, por ejemplo, cuando se disuelve en agua se ioni-
za o disocia en iones hidrógeno (H+) y iones cloruro (Cl), y es, por consiguiente, un ácido. 
 Podemos considerar que un ácido está formado por la unión de un anión y suficien-
tes iones H+ como para neutralizar totalmente la carga del anión. Por ejemplo, el anión 
SO4
2 requiere dos iones H+ para formar H2SO4. El nombre del ácido se deriva del nombre 
del anión, como se resume en las siguientes reglas: 
 
a. Ácidos basados en aniones cuyos nombres terminan en –uro. Los aniones cuyos 
nombres terminan en –uro están asociados a ácidos cuyos nombres comienzan 
con la palabra ácido y terminan en –hídrico, como se observa en la Tabla 4. To-
dos estos ácidos reciben el nombre de hidrácidos. 
 
Tabla 4. Algunos ácidos sencillos y sus aniones. 
anión ácido 
fluoruro, F ácido fluorhídrico, HF 
cloruro, Cl ácido clorhídrico, HCl 
bromuro, Br ácido bromhídrico, HBr 
yoduro, I ácido yodhídrico, HI 
cianuro, CN ácido cianhídrico 
sulfuro, S2 ácido sulfhídrico 
 
En algunos casos se puede asignar dos nombres diferentes a la misma fórmula 
química: 
 
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HCl cloruro de hidrógeno HCl ácido clorhídrico 
 
El nombre asignado al compuesto depende de su estado físico. En estado gaseo-
so o en estado líquido puro, el HCl es un compuesto molecular que recibe el 
nombre de cloruro de hidrógeno. Cuando se encuentra disuelto en agua, sus mo-
léculas se separan en iones H+ y Cl, y en esta forma, la sustancia se llama ácido 
clorhídrico. 
 
b. Acidos basados en aniones cuyos nombres terminan en –ato o –ito. Los aniones 
cuyos nombres terminan en –ato están asociados a ácidos cuyos nombres tienen 
la terminación –ico, en tanto que los aniones cuyos nombres terminan en –ito es-
tán asociados a ácidos cuyos nombres terminan en –oso. Los prefijos del nombre 
del anión se conservan en el nombre del ácido. Todos estos ácidos contienen hi-
drógeno, oxígeno y otro elemento (el elemento central) y reciben el nombre de 
oxiácidos. Las fórmulas de los oxiácidos generalmente se escriben con el H en 
primer lugar, seguido por el elemento central y al final el o los O. Ilustramos estas 
reglas con los oxiácidos de cloro (Tabla 5). 
 
Tabla 5. Oxiácidos de cloro y sus aniones 
anión ácido correspondiente 
hipoclorito, ClO ácido hipocloroso, HClO 
clorito, ClO2

 ácido cloroso, HClO2 
clorato, ClO3

 ácido clórico, HClO3 
perclorato, ClO4

 ácido perclórico, HClO4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ejemplo 5. De nombre a los siguientes ácidos: (a) HCN; (b) HNO3; (c) H2SO4; (d) 
H2SO3. 
 
(a) El anión del cual se deriva este ácido es CN, el anión cianuro. Puesto que es-
te anión tiene la terminación –uro, el ácido tendrá la terminación –hídrico: ácido cianhí-
drico. Sólo llamamos ácido cianhídrico a las soluciones acuosas de HCN; el compues-
to puro en gas llamado cianuro de hidrógeno. 
 
(b) NO3
 es el ion nitrato, así que el HNO3 es el ácido nítrico (la terminación –ato 
del anión se reemplaza por la terminación –ico en el ácido). 
 
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Bases 
 
Una base es cualquier sustancia que libera iones hidróxido (OH) cuando está disuel-
ta en agua. Algunos ejemplos son 
 
NaOH hidróxido de sodio 
KOH hidróxido de potasio 
Ba(OH)2 hidróxido de bario 
 
El amoníaco (NH3), un compuesto molecular tanto en estado gaseoso como en esta-
do líquido, también se considera una base cuando está disuelto en agua. A primera vista 
podría parecer una excepción a la definición dada anteriormente de base. Pero debe ha-
cerse notar que todo lo que se requiere para que una sustancia clasifique como base es 
que libere iones hidróxido cuando está disuelta en agua, y no es necesario que contenga 
iones hidróxido en su estructura. De hecho, cuando el amoníaco se disuelve en agua, el 
NH3 reacciona parcialmente con ella produciendo iones NH4
+ y OH. Por esta razón se le 
clasifica como base. 
 
Hidratos 
 
Los hidratos son compuestos que tienen un número específico de moléculas de agua 
unidas a ellos. Sin embargo, esto no significa que los compuestos estén “húmedos”. Las 
moléculas de agua se encuentran incorporadas a la estructura cristalina del compuesto. 
Por ejemplo, en su estado normal, el sulfato de cobre(II) tiene cinco moléculas de agua 
asociadas a él. El nombre sistemático para este compuesto es sulfato de cobre(II) pen-
tahidratado, y su fórmula se escribe como CuSO4  5H2O. El agua presente en estos 
compuestos se llama agua de hidratación, y generalmente puede ser eliminada total o 
parcialmente por calentamiento. Cuando se elimina totalmente el agua de hidratación se 
dice que el compuesto resultante es anhidro. En el caso del ejemplo anterior, el compues-
(c) SO4
2 es el anión sulfato, así que el H2SO4 es elácido sulfúrico. 
 
 (d) SO3
2 es el anión sulfito, así que el H2SO3 es el ácido sulfuroso (la terminación 
–ito del anión se reemplaza por la terminación –oso en el ácido). 
 
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to resultante es el sulfato de cobre anhidro, CuSO4. Algunos otros hidratos son: 
 
BaCl2  2H2O cloruro de bario dihidratado 
LiCl  H2O cloruro de litio monohidratado 
MgSO4  7H2O sulfato de magnesio heptahidratado 
Sr(NO3)2  4H2O nitrato de estroncio tetrahidratado 
 
Compuestos inorgánicos comunes 
 
Como se mencionó anteriormente, algunos compuestos son mejor conocidos por sus 
nombres comunes que por sus nombres sistemáticos. En la Tabla 6 aparecen algunos 
ejemplos de ellos. 
 
Tabla 6. Nombres comunes y sistemáticos de algunos compuestos. 
fórmula nombre común nombre sistemático 
H2O agua óxido de dihidrógeno 
NH3 amoníaco nitruro de trihidrógeno 
CO2 hielo seco dióxido de carbono 
NaCl sal común cloruro de sodio 
N2O gas hilarante óxido de dinitrógeno 
CaCO3 mármol, greda, piedra caliza carbonato de calcio 
CaO cal viva óxido de calcio 
Ca(OH)2 cal apagada hidróxido de calcio 
NaHCO3 polvo de hornear hidrógeno carbonato de sodio 
Na2CO3  10H2O sosa para lavar carbonato de sodio decahidratado 
MgSO4  7H2O sal de Epsom sulfato de magnesio heptahidratado 
Mg(OH)2 leche de magnesia hidróxido de magnesio 
CaSO4  2H2O yeso sulfato de calcio dihidratado 
 
 
 
	Estados de oxidación
	Tabla 1. Cationes comunes