INICIACIÓN A LA FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA
INTRODUCCION
En la naturaleza hay muchos millones de sustancias más o menos mezcladas unas con otras. Desde hace mucho tiempo, los científicos han intentado separar de las mezclas naturales algunas sustancias que interesaban por un motivo u otro (obtención de minerales, sustancias con propiedades medici-nales, etc.). En otros casos, el proceso ha sido al revés y, a partir de unas sustancias, mediante las reacciones químicas apropiadas, se ha tratado de obtener otras sustancias nuevas, de propiedades diferentes a las que tenían las de partida.
Estos procesos de separaciones y de síntesis, se han venido repitiendo a lo largo del tiempo y han permitido aislar millones de compuestos químicos. Sin embargo, como ya sabemos, todos los compuestos existentes están formados por distintas combinaciones de menos de un centenar de elementos químicos. Así, el butano está formado sólo por carbono e hidrógeno, el agua por oxígeno e hidrógeno, etc.
Conforme el número de compuestos químicos conocidos fue aumentando, pronto se vio la necesi-dad de inventar un sistema internacional para poder nombrarlos y escribirlos igual por los científi-cos de los distintos países. Las normas para nombrar y formular compuestos, han sido establecidas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). Para poder aplicarlas resulta es-pecialmente útil el siguiente Sistema Periódico corto
1. TABLA PERIÓDICA ABREVIADA
1ª 2ª 3ª 4ª 5ª 6ª 7ª 8ª
H3 (Hidrógeno)
He (Helio) Li
(Litio) (Berilio)Be (Boro)B (Carbono)C (Nitrógeno)N (Oxígeno)O (Flúor)F (Neón)Ne Na (Sodio) Mg (Magnesio) Al (Aluminio) Si (Silicio) P (Fósforo) S (Azufre) Cl (Cloro) Ar (Argón) K (Potasio) Ca (Calcio) Ge (Germanio) As (Arsénico) Se (Selenio) Br (Bromo) Kr (Kriptón) Rb
(Rubidio) (Estroncio)Sr (Estaño)Sn (Antimonio)Sb (Teluro)Te (Yodo)I (Xenón)Xe Cs (Cesio) Ba (Bario) Pb (Plomo) Bi (Bismuto) Rn (Radón)
A.1. Estudiad la tabla anterior aprendiendo de memoria qué elementos forman cada columna.
Además de los elementos anteriores, hay también otros que conviene conocer. Estos son: Cu (cobre), Ag (plata), Au (oro) ; Zn (cinc), Cd (cadmio), Hg (mercurio);
Fe (hierro), Ni (níquel), Co (cobalto)
3 El hidrógeno es un caso especial ya que se trata de un átomo con un solo electrón y, por tanto, le falta uno para
más no metálico más metálico
2. METALES, NO METALES E ÍNDICE DE OXIDACIÓN PRINCIPAL
El número de la columna coincide con el número de electrones de la última capa o nivel de energía de los átomos que la forman.
Los átomos de los gases nobles (columna 8ª) son muy estables. El He tiene 2 electrones en el último nivel de energía (se llaman electrones de valencia). Los demás gases nobles tienen todos 8 electro- nes de valencia.
Cabe pensar que los átomos del resto de las columnas, cuando se combinan con otros "tienden" a adquirir estructura electrónica estable4 de gas noble (2 u 8 electrones de valencia).
A.2. Predecid qué iones tenderán a formar los elementos de cada columna del Sistema Periódico corto anterior. Concretad para el caso de Li, Na, Be, Ca, Al, N, O, Cl.
La resolución de la actividad lleva a la conclusión de que los elementos de las columnas 1ª (excepto el hidrógeno), 2ª y 3ª tienden a perder 1, 2 y 3 electrones respectivamente. Por el contrario, los ele-mentos de las columnas 5ª, 6ª y 7ª tienden a ganar 3, 2 y 1 electrones respectivamente. Los elemen-tos de la cuarta columna tenderían, en principio, a perder o ganar 4 electrones. Los iones que for-marían los elementos propuestos serían: Li+; Na+; Be2+; Ca2+; Al3+; N3-; O2-; Cl
-Cuando dos átomos diferentes se enlazan, siempre hay uno con más "apetencia" de electrones que otro, se dice que es más electronegativo. Los elementos cuyos átomos pueden perder los electrones de valencia más fácilmente, se denominan metálicos. El carácter metálico aumenta hacia la iz-quierda y abajo del Sistema Periódico. Los elementos cuyos átomos pueden ganar electrones más fácilmente, se denominan no metálicos. El carácter no metálico aumenta hacia la derecha y arriba del Sistema Periódico. En general, cuanto más no metálico es un elemento, es también más electro-negativo.
1ª 2ª 3ª 4ª 5ª 6ª 7ª
El número de electrones sobre los que un átomo gana o pierde dominio, cuando se enlaza con otro, se llama índice (o número) de oxidación (positivo si se pierde dominio, negativo si se gana). En la tabla de la página siguiente se expresa el orden de electronegatividades de los elementos que debéis conocer. Observad que el elemento más electronegativo es el flúor mientras que el menos electronegativo de los que aparecen en la tabla es el cesio. La posición del hidrógeno es excepcio-nal, en lugar de aparecer en la 1ª columna del sistema periódico corto aparece el primero de la 6ª columna. En realidad el oxígeno es más electronegativo que el cloro pero se sitúa por convenio des-pués del yodo. Cuando tengamos que escribir la fórmula de un compuesto formado por dos elemen-tos, el más electronegativo el situaremos siempre a la derecha, por ejemplo: ClF5, OCl2, H2S, SiH4,
AlBr3. Más adelante se justificarán los números que aparecen en la fórmula.
4 Hemos puesto "tienden" entre comillas para señalar que se trata solo de una forma cómoda y corta de referirse a un
Secuencia de los elementos segun su electronegatividad
A.3.Razonad cuál sería el índice de oxidación principal ( o número de electrones que a un átomo le sobran o le faltan para tener estructura electrónica estable de gas noble) de los elementos de cada columna del Sistema Periódico corto.
Exceptuando al hidrógeno, los elementos de las columnas 1ª, 2ª, y 3ª tendrían como índice de oxi-dación I, II, y III (positivos) ya que han de perder 1, 2, y 3 electrones respectivamente para adquirir estructura electrónica de gas noble. Los de la columna cuarta, actuarán con índice de oxidación IV. Para terminar, los de las columnas 5ª, 6ª y 7ª, tendrían como índices de oxidación principal, III, II y I (negativos), ya que han de ganar 3, 2 y 1 electrones respectivamente para completar su octeto. Fijémonos que:
El índice de oxidación principal, en valor absoluto, coincide con el número de la columna del Sis-tema Periódico (en las cuatro primeras columnas) y con el número que hay que añadir (también en valor absoluto) al de la columna hasta obtener 8 (en el caso de las columnas 5ª, 6ª y 7ª), tal y como se indica en el siguiente esquema.
1ª 2ª 3ª 4ª 5ª 6ª 7ª
+I +II +III IV -III -II -I
Además de los anteriores, hay que recordar los índices de oxidación de los metales siguientes (que se justificarán en cursos superiores):
Cu(I), (II) Zn(II) Fe(II), (III)
Ag(I) Cd(II) Ni(II), (III)
Au(I), (III) Hg(I), (II) Co(II), (III)
3. COMBINACIONES ENTRE METALES Y NO METALES (SALES BINARIAS)
Nomenclatura de las sales binarias: Nombre del no metal acabado en URO, seguido del nombre del metal, con indicación del índice de oxidación de este último en números romanos y entre parén-tesis (sólo en el caso de que tenga más de uno).
Ejemplos: CaCl2 cloruro de calcio; Fe2S3 sulfuro de hierro (III)
Explicación: El metal pierde electrones y el no metal los gana. En el caso del CaCl2, por ejemplo, el
átomo de calcio (segunda columna del Sistema Periódico) ha de perder 2 electrones (para quedar con estructura electrónica estable de gas noble), pero el átomo de cloro (séptima columna del Siste-ma Periódico) sólo puede ganar 1 electrón, por lo tanto, se necesitan dos átomos de cloro por cada átomo de calcio.
Ejemplo: Sulfuro de plomo(IV): Primero se escribe PbS, luego se intercambian los números de oxidación (siempre como subíndices y en valor absoluto) Pb2S4; finalmente se simplifica dividiendo
por 2, con lo que queda la fórmula: PbS2
A.4.Formulad: a) nitruro de calcio, b) Ioduro de cobre(I), c) sulfuro de alumínio
A.5.Nombrad los siguientes compuestos: a) AlBr3 b) K2 S c) AgBr
También existen compuestos binarios que se forman entre dos no metales, en este caso el enlace no se justifica por intercambio de electrones (enlace iónico) sino por compartición de electrones (enla-ce covalente).
Ejemplos: PCl3 cloruro de fósforo(III); CS2 sulfuro de carbono(IV)
Explicación: Los dos no metales comparten electrones hasta completar el octeto. En el caso del PCl3, el átomo de fósforo (5ª columna del sistema periódico) debe compartir tres electrones (para
quedar con estructura electrónica estable de gas noble) y el átomo de cloro (7a columna del sistema periódico) debe compartir 1 electrón, por lo tanto, se necesitan tres átomos de cloro por cada átomo de fósforo formando los enlaces que indica el diagrama de Lewis.
El átomo más electronegativo es el que se escribe más a la derecha y actúa con número de oxida-ción negativo (el correspondiente a su posioxida-ción en la tabla periódica), en cambio, para el átomo me-nos electronegativo que aparece en el izquierda hay que calcular su número de oxidación en leer la fórmula o indicarlo cuando se enuncia el compuesto.
Para determinar el número de oxidación del elemento que aparece a la izquierda en la fórmula (lo que actúa como metal), hay que comprobar que la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos que forman el compuesto es cero. Esto se debe a que la cantidad de electrones "perdi-dos" por el elemento que actúa como metal debe coincidir con la cantidad de electrones "gana"perdi-dos" por el elemento que actúa como no metal.
Regla práctica para la formulación de las sales binarias:
1º) Se escribe el símbolo del metal seguido del símbolo del no metal
H -I
Ejemplo: PF5: Se trata de un fluoruro de fósforo, pero hay que determinar el número de oxidación del fósforo que actúa como metal. Como el número de oxidación del flúor es (-I) (pertenece a la 7ª columna del sistema periódico) y hay 5 átomos de flúor, el número de oxidación total del flúor será (-V), por lo que el número total de oxidación de los átomos de fósforo deberá ser (V), y como sólo hay un átomo de fósforo su número de oxidación será (V).
PF5, se llama fluoruro de fósforo(V).
Ejemplo: Fe2Se3: Se trata de un seleniuro de hierro, pero hay que determinar el número de
oxidaci-ón del hierro ya que puede ser (II) o (III). Como el número de oxidacioxidaci-ón del selenio es (-II) (perte-nece a la 6ª columna) y la hay tres átomos de selenio el número total de oxidación del selenio es (-IV), por lo que el número de oxidación total del hierro será (VI), por tanto, cada átomo de hierro (hay dos en la fórmula) deberá tener número de oxidación (III).
Fe2Se3, se llama seleniuro de hierro(III).
El seleniuro de hierro(II) tiene como fórmula: FeSe.
A.6.Formulad: a) Bromuro de fósforo(III), b) Sulfuro de estaño(IV), c) boruro de magnesio
A.7.Nombrad los siguientes compuestos: a) PbCl2 b) NI3 c) Al2Se3
4. COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO CON UN METAL (HIDRUROS)
Cuando el hidrógeno se combina con un metal se comporta como si "intentara" ganar un electrón (para así adquirir la estructura electrónica del He), por tanto en estos compuestos el hidrógeno siempre actúa con índice de oxidación -I (y el metal, con el que le corresponda). Se denominan hidruros.
Ejemplos: MgH2 = Hidruro de magnesio. CuH = Hidruro de cobre (I).
Explicación: El átomo de hidrógeno tiene tendencia a adquirir un electrón para quedar con la mis-ma estructura electrónica estable del gas noble helio. Por ello, cuando se combine con un elemento muy metálico, podemos pensar que el metal pierde electrones y que el hidrógeno los gana. En el caso del MgH2, por ejemplo, el Mg (segunda columna del Sistema Periódico) ha de perder 2
elec-trones para adquirir estructura electrónica estable de gas noble, mientras que el hidrógeno sólo pue-de ganar 1 electrón, por eso se necesitan 2 átomos pue-de H por cada átomo pue-de Mg y la fórmula pue-del compuesto es MgH2.
1ª 2ª 3ª
+I +II +III
Nomenclatura de los hidruros: A la palabra hidruro se le añade el nombre del metal. Si se trata de un metal que puede actuar con varios índices de oxidación, se especifica cuál, indicándolo entre paréntesis.
Regla práctica para la formulación de los hidruros:
1º) Se coloca el símbolo del metal seguido del símbolo del hidrógeno
H +I
Ejemplo: Hidruro de hierro(III)
Primero se escribe Fe H, luego se le pone al H como subíndice, el número 3, indicativo del índice de oxidación con que actúa el hierro, con lo que queda: Fe H3
A.8.Formulad: Hidruro de sodio; hidruro de cinc; hidruro de boro
A.9.Nombrad: CoH3; BeH2; CuH2
5. COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO CON UN NO METAL
5.1 Combinaciones binarias del hidrógeno con no metales de la sexta y séptima columna
Las combinaciones binarias del H con los no metales de la sexta y séptima columna del Sistema Periódico se denominan haluros de hidrógeno. Cuando éstos se disuelven en agua forman disolu-ciones acuosas ácidas y, en ese caso, se denominan hidrácidos.
Tanto el hidrógeno como el no metal, tienen "apetencia" por los electrones, por lo que los enlaces en estos compuestos serán fundamentalmente covalentes (compartirán electrones).
Como el no metal que acompaña al H es más electronegativo que él, se forman enlaces covalentes polares y, en consecuencia, el H actúa con índice de oxidación +I, mientras que el no metal actúa con su índice de oxidación principal (negativo) “tratando” de adquirir la configuración electrónica del gas noble más próximo.
Ejemplos: HCl = Cloruro de hidrógeno, HCl(aq) = Ácido clorhídrico
H2S = Sulfuro de hidrógeno, H2S(aq) = Ácido sulfhídrico
(aq significa disolución acuosa)
Explicación: El no metal tiene tendencia a ganar electrones (uno o dos según sea de la 7ª o de la 6ª columna respectivamente) mientras que el hidrógeno posee un único electrón y le falta otro para tener estructura electrónica estable de gas noble. Ello hace que se enlacen covalentemente. Así, en el caso del H2S, por ejemplo, al átomo de S (sexta columna) le faltan dos electrones, por
lo que compartirá dos de sus electrones de valencia con otros tantos átomos de hidrógeno, según el esquema siguiente:
H
...
S
...
H
6ª 7ª
-II -I
Nomenclatura de los haluros de hidrógeno: El nombre del no metal acabado en URO seguido de la expresión: de hidrógeno.
Regla práctica para la formulación de los haluros de hidrógeno
1º) En primer lugar se coloca el símbolo del hidrógeno seguido del correspondiente al no metal. 2º) Se intercambian los números de oxidación colocando como subíndice del hidrógeno el índice de oxidación principal correspondiente al no metal (el del H es I y no se escribe).
Ejemplo: Seleniuro de hidrógeno. Primero se escribe HSe. Luego se le coloca un 2 al H como sub-índice, porque el índice de oxidación principal del selenio (sexta columna del Sistema Periódico) es II. Al selenio habría que colocarle un 1 (índice de oxidación de H es I) pero, por convenio, cuando es 1 no se escribe. La fórmula del seleniuro de hidrógeno es H2Se.
Regla práctica para la formulación de los hidrácidos
1º) Se formula el haluro de hidrógeno del cual proviene el hidrácido. 2º) Se añade de atrás de la fórmula "(aq)".
Ejemplo: Ácido bromhídrico. Primero se escribe la fórmula del haluro de hidrógeno del cual pro-viene el hidrácido, en este caso bromuro de hidrógeno (HBr). Detrás de la fórmula se coloca entre paréntesis "aq" que quiere decir acuoso (o en disolución con agua). La fórmula del ácido bromhídri-co es HBr(aq).
A.10.Formulad: a) Fluoruro de hidrógeno b) Ácido yodhídrico c) Ácido clorhídrico
A.11.Nombrad: a) HF(aq) b) HCl c) H2S(aq)
5.2 Combinaciones binarias del hidrógeno con no metales de la 3ª, 4ª y 5ª columna
De nuevo en este caso, como con los elementos de la columna 6ª y 7ª, los dos elementos tienen "apetencia" por los electrones, pero en este caso el hidrógeno es más electronegativo que los no metales y por ello actuará con número de oxidación negativo (-I), mientras que el no metal ac-tuará con número de oxidación positivo "tratando" de adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano.
3a 4a 5a H
III IV III -I
Nomenclatura de los compuestos de los elementos de la columna 3ª, 4ª y 5ª con el hidrógeno:
Se indica la palabra hidruro seguida de la palabra "de" y el nombre del no metal. Ejemplos: BH3 = Hidruro de boro
SiH4 = Hidruro de silicio
SbH3 = Hidruro de
antimonio
Explicación: El no metal debe ganar electrones (cuatro o tres, según sea de la 4ª o 5ª columna res-pectivamente), el hidrógeno también necesita un electrón para adquirir configuración electrónica de gas noble. Como ambos elementos tienen tendencia a ganar electrones se unen compartiendo elec-trones (formando enlaces covalentes). En el caso del SiH4, como el silicio está en la 4ª columna
Explicación: El caso del boro es excepcional, como se muestra en la figura anterior, ya que pertene-ce a la 3ª columna y por lo tanto solo tiene 3 electrones en la última capa, por ello, solo puede com-partir estos tres electrones con otros tres hidrógenos, formando tres enlaces covalentes. El boro en este compuesto no alcanza la configuración electrónica de gas noble (necesitaría compartir 5 elec-trones).
Algunos compuestos de este tipo reciben nombres especiales que se deben conocer porque son utili-zados frecuentemente.
Fórmula Nombre Nombre propio
BH3 Hidruro de boro Borano
CH4 Hidruro de carbono Metano
SiH4 Hidruro de silicio Silano
NH3 Hidruro de nitrógeno amoniaco
PH3 Hidruro de fósforo Fosfano
Ejemplo: Hidruro de bismuto. Primero se escribe Bi H. A continuación se coloca un 3 al hidrógeno como subíndice, porque el índice de oxidación principal del bismuto (5ª columna del sistema perió-dico corto) es (III). Al Bi no se le coloca ningún subíndice, ya que el índice de oxidación del hidró-geno es (-I) y el 1 por convenio no se pone. La fórmula del hidruro de bismuto será: BiH3.
A.12.Formulad: a) Hidruro de arsénico b) Amoniaco c) Metano
A.13.Nombrad: a) SiH4 b) BH3 c) PH3
Regla práctica para la formulación de los compuestos de los elementos de la columna 3ª, 4ª y 5ª con el hidrógeno.
6. COMBINACIONES BINARIAS DEL OXIGENO CON UN METAL (ÓXIDOS METÁLICOS)
Cuando el oxígeno reacciona con un elemento menos electronegativo forma un óxido. En estos compuestos, el oxígeno (que es muy no metálico y muy electronegativo) siempre actúa con índice de oxidación -II, tratando de ganar los 2 electrones que le faltan para adquirir configuración electró-nica estable de gas noble. En cambio, el otro elemento, si es metal perderá electrones y si es no metal compartirá electrones (formando enlaces covalentes).
1ª 2ª 3ª 4ª 5ª 6ª O
+I +II +III variable variable variable -II
Ejemplos: CuO = Óxido de cobre(II); Al2O3 = Óxido de aluminio; SO2 = Óxido de azufre(IV)
Explicación (para los óxidos metálicos): Cada átomo de oxígeno ha de ganar dos electrones. El átomo del metal ha de cedérselos perdiendo los electrones que indique el índice de oxidación con el que actúe. Así, por ejemplo, el óxido de aluminio, ha de ser Al2O3 porque un átomo de aluminio
pierde dominio sobre 3 electrones y uno de oxigeno gana dominio sobre dos, por lo que harán falta dos átomos de Al por cada 3 átomos de O (de esa forma los dos átomos de Al pierden en total 6 electrones, que son los que ganan 3 átomos de oxígeno).
Ejemplos: Oxido de berilio = BeO; Oxido de hierro(III) = Fe2O3 ; Oxido de carbono(IV) = CO2 Explicación: En el primer ejemplo anterior el Be ha de perder dos electrones para tener una estruc-tura más estable, mientras que el O los gana, por tanto la fórmula empírica del compuesto será BeO, indicando que por cada Be hay un O. De esa forma el compuesto es neutro. Siguiendo las indicacio- nes habríamos escrito Be2O2 y luego simplificando obtenemos BeO. Análogamente se
puede inter- pretar el óxido de hierro(III).
En el caso del óxido de carbono, como el carbono también es un no metal como el oxígeno, la ex-plicación es diferente porque se forma una molécula con enlaces covalentes por compartición de electrones, pero la regla práctica para la formulación del óxido es igualmente válida. Siguiendo las indicaciones habríamos escrito C2O4 y luego simplificando, obtenemos CO2 (también conocido
como dióxido de carbono).
A.14.Formulad: a) Óxido de litio, óxido de hierro(II). b)óxido de fósforo(V)
A.15.Nombrad: a) K2O b) NiO c) B2O3
Nomenclatura de los óxidos: A la palabra óxido se añade el nombre del otro elemento. En caso de que dicho otro elemento presente varios índices de oxidación, se especifica de cuál de ellos se trata, poniéndolo entre paréntesis al final (y en números romanos).
Regla práctica para la formulación de los óxidos:
1º) Se escribe el símbolo del elemento seguido del símbolo del oxígeno.
2º) Se intercambian, como subíndices, los respectivos números de oxidación (en valor absoluto y numeración decimal).
7. COMBINACIÓN ENTRE UN METAL Y EL GRUPO OH- (HIDRÓXIDOS)
Los hidróxidos son compuestos iónicos en los que el ion negativo o anión es el: OH- y el ion posi-tivo o catión es un metal. En estos compuestos, el índice de oxidación del grupo hidróxido será siempre –I mientras que el del metal será positivo. El número de iones OH- tendrá que ser el nece-sario para compensar la carga positiva del metal.
Ejemplos: Fe(OH)2 = hidróxido de hierro(II); Al(OH)3 = hidróxido de aluminio.
Ejemplo: Hidróxido de cobre(II) = Cu(OH)2 ya que se utiliza el Cu2+ y por tanto necesitamos 2 de
OH- para compensar la carga.
A.16.Formulad: a) Hidróxido de plomo(II) b) Hidróxido de bario c) Hidróxido de sodio
A.17.Nombrad: a) Ca(OH)2 b) Ag(OH) c) Hg(OH)2
8. OTROS COMPUESTOS
Hemos aprendido a formular y nombrar diferentes tipos de compuestos químicos (sales binarias, hidruros, haluros de hidrógeno, óxidos metálicos e hidróxidos). En cursos superiores se estudia la formulación y nomenclatura de otros grupos de compuestos tales como los oxoácidos y las oxisales. No obstante, conviene familiarizarse aquí con algunos casos importantes como los que, a título de ejemplo, damos a continuación:
8.1. Oxoácidos: H2SO4 (ácido sulfúrico)
HNO3 (ácido nítrico)
H2CO3 (ácido
carbónico)
8.2. Oxisales: CuSO4 = sulfato de cobre(II)
AgNO3 (nitrato de plata)
Na2CO3 (carbonato de sodio)
CaCO3 (carbonato de calcio)
Nomenclatura de los hidróxidos: Se añade a la palabra hidróxido el nombre del elemento o grupo que le acompaña. En el caso de que este último tenga más de un índice de oxidación se indicará, como siempre, en números romanos y entre paréntesis.
Regla práctica para la formulación de los hidróxidos:
1º) Se escribe el símbolo del metal seguido de (OH).
ACTIVIDADES DE RECAPITULACIÓN
1. Formulad y nombrad las siguientes sales binarias
Nombre Fórmula Fórmula Nombre
Arseniuro de bario Li3P
Bromuro de sodio SF4
Sulfuro de potasio PbI2
Cloruro de azufre(II) CCl4
Seleniuro de cobalto(III) NiS
2. Formulad y nombrad las siguientes combinaciones binarias del hidrógeno:
Nombre Fórmula Fórmula Nombre
Hidruro de plata PbH2
Ácido selenhídrico HBr(aq)
Metano NH3
Hidruro de bismuto SiH4
Ioduro de hidrógeno FeH2
3. Formulad y nombrad los siguientes óxidos:
Nombre Fórmula Fórmula Nombre
Óxido de magnesio SiO2
Óxido de carbono(II) SnO2
Óxido de cadmio N2O5
Óxido de arsénico(III) Au2O
Óxido de azufre(VI) Co2O3
4. Formulad y nombrad los siguientes hidróxidos:
Nombre Fórmula Fórmula Nombre
Hidróxido de potasio Pb(OH)4
Hidróxido de hierro(III) Cs(OH)
Hidróxido de zinc Ni(OH)3
Hidróxido de plata Be(OH)2
Nombre Fórmula Fórmula Nombre
Hidróxido de mercurio(II) LiH
Hidróxido de aluminio CuH
Cloruro de hidrógeno HBr
Ácido selenhídrico KI
Óxido de cobalto(III) FeCl2
Dióxido de carbono Al(OH)3
Nitruro de cinc H2S
Ioduro de plomo(II) HgO
Metano PbF2
Sulfuro de hierro(II) HF(aq)
Óxido de plata CaF2
Hidróxido de cobre(I) CuH2
Óxido de boro(III) SO
Fosfuro de magnesio CsH2
Seleniuro de nitrógeno(III) PH3
Nombre Fórmula Fórmula Nombre
Ioduro de litio BaCl2
Hidróxido de niquel(III) SiC
Óxido de carbono(II) SrH2
Fluoruro de iodo(VII) HBr(aq)
Óxido de germanio(IV) CH4
Hidruro de potasio SO2
Ácido selenhídrico OF2
Óxido de aluminio Ag(OH)
Seleniuro de sodio CoBr3
Hidróxido de bario CoO
Óxido de antimonio (III) Ni2O3
Borano BiH3
Cloruro de hidrógeno H2S
Dicloruro de azufre PF5
