CONCEPTOS BÁSICOS:
1. Introducción a la química inorgánica: Materia. Clasificación de la materia. Sustancias puras.
Mezclas homogéneas y heterogéneas. Compuestos y elementos.
2. Tabla periódica de los elementos: Su clasificación. Átomos y moléculas. Notación química:
Símbolos y fórmulas. Valencia y número de oxidación.
3. Formulación y nomenclatura: Compuestos binarios de oxígeno, compuestos binarios de
hidrógeno, combinaciones binarias de metal con no metal, combinación entre no metales,
iones monoatómicos, hidróxidos, oxácidos, iones poliatómicos, sales de los oxácidos y sales
ácidas de los oxácidos.
4. Ejercicios de evaluación
5. Solución a los ejercicios de evaluación
6. Tabla 1: tabla periódica de los elementos con sus números atómicos y másicos
7. Tabla 2: Tabla periódica de los elementos con los números de oxidación más frecuentes
Comentario:
La Química es el estudio del comportamiento de la materia. Si miramos a nuestro alrededor, la
materia parece ser continua, ya sea un trozo de madera, un trozo de metal pulido, un vaso de
agua,………Pero la materia es esencialmente discontinua; está constituida por átomos
individuales de diferentes clases y propiedades. En este tema introductorio hablaremos de
cómo se clasifican los átomos, de qué partículas más importantes están constituidos, y
aprenderemos a nombrar y formular los compuestos, más frecuentes, de la Química
1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA INORGÁNICA
La importancia de la Química radica en que constantemente estamos utilizando materiales
artificiales, siendo muy pocos los obtenidos de la naturaleza, pues casi todos se utilizan una
vez que han sido sometidos a cambios físicas o químicas. Un cambio es físico cuando no se
altera la identidad de las sustancias que lo experimentan. Ejemplo, la disolución de azúcar de
caña en agua; las partículas de azúcar mantienen su identidad química, conservando su poder
edulcorante; si evaporamos el agua podemos separar nuevamente el azúcar. Sin embargo un
cambio es químico sí se altera la identidad de las sustancias que lo experimentan. Ejemplo, si
calentamos fuertemente el azúcar se descompone formando una masa negruzca de carbono y
se desprende vapor de agua.
Pero como las sustancias que integran este mundo normalmente se nos presentan muy
mezcladas entre sí, debemos definir algunos conceptos que aparecen en el esquema siguiente:
Materia. Todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio; es decir, todo lo que
existe en el Universo. Las diversas clases de materia se denominan sustancias. Éstas se
encuentran puras o mezcladas.
Sustancias puras. Sustancias con propiedades físicas definidas (punto de fusión, punto de
ebullición, densidad..). Ejemplos: sal, azúcar, ozono, etc. Las sustancias puras la podemos
encontrar como compuesto o como elemento.
Compuestos. Sustancias puras que se pueden descomponer en dos o más sustancias
diferentes. Ejemplos:
1) Sulfuro de hidrógeno. Es un gas incoloro, de olor a huevos podridos, sabor algo
dulce, soluble en agua y en alcohol. Muy tóxico por inhalación. Muy inflamable. MATERIA
SUSTANCIAS PURAS Propiedades físicas definidas
SUSTANCIAS MEZCLADAS Propiedades físicas no definidas
HOMOGÉNEAS
Composición uniforme
HETEROGÉNEAS
Composición no uniforme COMPUESTOS
ELEMENTOS
2) Ningún antiácido es completamente inofensivo. El bicarbonato de sodio modifica la
acidez de la sangre. Los que contienen calcio estimulan la producción de ácido.
3) El hidróxido de magnesio es laxante y el hidróxido de aluminio produce estreñimiento
e introduce aluminio en el organismo.
4) Muchos productos cárnicos en conserva (la mayoría de las salchichas, por ejemplo)
contienen nitrato potásico, que inhibe el desarrollo de microorganismos patógenos tales
como la Salmonella, causante de intoxicación por alimentos.
Elementos. Sustancias puras que no pueden descomponerse en otros diferentes. Son las que
aparecen en la Tabla Periódica -páginas 34 y 35-. Ejemplos:
1) El aluminio actúa sobre el sistema nervioso central aumentando la actividad cerebral
y los mecanismos metabólicos.
2) El vapor de sodio se utiliza en el alumbrado de determinadas vías públicas porque la
luz amarilla que se produce al pasar por él una corriente eléctrica no sólo es intensa,
sino que atraviesa la niebla y la bruma mejor que la luz blanca.
Sustancias mezcladas o simplemente mezclas. Contiene dos o más sustancias físicamente
unidas en distintas proporciones. La mayor parte de los materiales que nos rodean son
mezclas. Ejemplos: el granito está formado por cuarzo, feldespato y mica. Por tanto, son
sustancias con propiedades físicas no definidas. Las mezclas pueden ser homogéneas o
heterogéneas.
Mezclas homogéneas. De composición uniforme, ni a simple vista ni al microscopio podemos
ver partes diferentes. Ejemplos: gasolina, aire puro, cobre, latón (aleación de cobre y cinc)...
Mezclas heterogéneas. Sus componentes se pueden distinguir a simple vista o al
microscopio. Ejemplo: hormigón, aceite y agua, granito...
Como el objetivo de la Química es el estudio de la naturaleza, composición y transformación
que sufre los diferentes materiales, necesitaremos, antes de iniciarnos en el temario oficial de
acceso a la Universidad, exponer de forma general la tabla periódica de los elementos y, en
2.- TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
La tabla periódica de los elementos es la ordenación de los elementos por su número atómica
creciente, de forma que aparezcan en columna los que posean propiedades químicas
parecidas. Según la posición de los elementos está constituida por:
1) Grupos o familias. Son los elementos que aparecen en columna. La tabla periódica tiene
en total 112 elementos admitidos por la I. U. P. A. C (Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada). Al final del tema -páginas 34 y 35- encontramos las tablas periódicas 1 y 2, las
denominadas tablas clásicas pues son una reproducción de las que aparecían en la mayoría de
los libros antiguos de Química General y, en la que los grupos o familias se designan por:
1A: Alcalinos (excepto el hidrógeno); en general son muy blandos y presentan, una vez
cortados, un color blanco plateado brillante. No se encuentran libres y sus bases a, causa de
su acción corrosiva, reciben el nombre de álcalis cáusticos.
2A: Alcalinotérreos; los más abundantes son el magnesio y calcio. Al igual que los anteriores
no se encuentran libres; son de brillo plateado y se oxidan fácilmente en el aire.
3A: Térreos; el más importante es el aluminio.
4A: Carbonoides; el más importante es el carbono. Concretamente la Química Orgánica es
conocida por la química de los compuestos del carbono porque el elemento principal es el
carbono. Hoy en día se conocen más de 6 millones de compuestos orgánicos, pese a que el
carbono es un elemento que sólo representa el 0,08% de la corteza terrestre, incluyendo en
ella la hidrosfera y la atmósfera.
5A: Nitrogenoides; los más importantes nitrógeno y fósforo son muy utilizados en los
productos de abonos.
6A: Anfígenos o calcógenos; todos, excepto el polonio, con el hidrógeno gas da olor
desagradable y son venenosos. Se encuentran libres en estado natural.
7A: Halógenos; gases que por ser muy reactivo no se encuentran libres. En disolución acuosa
tienen un marcado carácter ácido.
8A: Gases nobles; son los denominados gases inertes por ser tan poco reactivos que no se
combinan entre sí para formar moléculas. Precisamente por esto, la estructura de los gases
nobles sirve de ejemplo para los demás elementos: cuando un elemento reacciona, lo hace
para adquirir una estructura más estable semejante a la del gas noble
1B, 2B, 3B, 4B, 5B, 6B, 7B y el grupo 8 son los elementos de transición.
Las 14 columnas que están colocadas fuera de la tabla pero que continuaría después del
lantano y del actinio representan a las tierras raras: lantanoides y actinoides.
En la tabla periódica la mayoría de los grupos, y por tanto, de los elementos químicos, son
metales (un 80%) porque se caracterizan por perder con facilidad sus electrones más externos.
Son todos sólidos a temperatura ordinaria, excepto el mercurio y están situados a la izquierda
de la tabla periódica. A los de la derecha se les denomina no metales porque se caracterizan
por ganar con facilidad electrones. Pueden ser gases como: nitrógeno, oxígeno, flúor y cloro,
líquido como el bromo y sólidos el resto. Los no metales están separados de los metales por
una línea gruesa quebrada como observamos en las tablas periódicas 1 y 2. El hidrógeno está
colocado en la primera columna pero no se comporta como metal ni como no metal.
Finalmente, está el grupo de los gases nobles (la última columna de la derecha). Más adelante,
en otro tema, estudiaremos el significado de esta clasificación y su relación con la manera en
que están situados los electrones en los átomos.
Casi todas las sustancias están formadas por moléculas, por ser más estables, de un mismo
elemento o de distinto elementos. Para conocerlas necesitamos definir los conceptos de:
Moléculas. Son grupos neutros de átomos unidos fuertemente para poder considerarlos como
una unidad. Se representan por fórmulas. Una fórmula está constituida por la unión de los
símbolos de los átomos de los diferentes elementos que forman la molécula, afectados por
unos subíndices numéricos que indican el número de átomos de cada elemento. Ejemplo: la
fórmula del ácido sulfúrico H2SO4 nos indica que esta molécula contiene dos átomos de
hidrógeno, uno de azufre y cuatro de oxígeno.
Átomo. Quiere decir indivisible, es decir, que no está formado por partículas más elementales.
Hoy se sabe que sí está formado por partículas más pequeñas; las más importantes son
protón, neutrón y electrón.
Cuadro 1: Partículas fundamentales de la materia
Partículas Carga Masa (u. m. a)
Protón +1 1,00728
Neutrón 0 1,00867
Electrón -1 0,000549
En dicho cuadro se recogen las cargas de las tres partículas fundamentales y sus masas,
expresadas en unidades de masas atómica (u. m. a o, simplemente, u). La unidad de masa
En los átomos se distinguen dos regiones:
1ª. El núcleo que ocupa la parte central de átomo y que contiene a los protones y a los
neutrones. El número de protones coincide con el número atómico; aparece en la tabla
periódica 1 arriba del símbolo de cada elemento y a la derecha (página 34).
A la suma de protones y neutrones del núcleo se denomina número másico; aparece en la
tabla periódica 1 arriba del símbolo de cada elemento y a la izquierda:
A = Z + N
donde A representa al número másico, Z el número atómico o número de protones, y N
número de neutrones.
Cada elemento se simboliza AZ X donde X represente el elemento químico. El símbolo es
la letra o letras que se emplean para representar a los átomos de un elemento.
2ª. La corteza que rodea al núcleo y contiene distribuidos en capas a los electrones. Como los
átomos son neutros el número de electrones y de protones deben ser iguales.
Ejercicio 1
¿Cuál es el símbolo atómico del bromo? ¿Y cuál su número atómico? ¿Por qué el símbolo
atómico no es la primera letra de su nombre? ¿A qué otro elemento pertenece el símbolo B?
(Utilícese la tabla periódica 1).
Solución
El número atómico del bromo es 35 y su símbolo es Br; B es el símbolo del boro.
Ejercicio 2
¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en el átomo de uranio que aparece en la tabla?
Escríbase el símbolo de este elemento?
Solución
El número atómico del uranio es 92 según la tabla periódica 1 y el número másico 238. En
consecuencia, tiene 92 protones, 92 electrones y 238 - 92 = 146 neutrones. Su símbolo es
238
En cualquier tabla periódica podemos ver que las masas de los átomos no son números
enteros. En consecuencia, esos números no pueden ser iguales al número másico que, por ser
la suma de protones y neutrones, debe ser un número entero. Lo que sucede es que cada
elemento puede tener varios isótopos y, por consiguiente el valor de la masa atómica se
corresponde con la media ponderal de sus masas atómicas. Los átomos de un elemento que
tienen el mismo número de protones, pero difieren en el número de neutrones se denominan
isótopos. Ejemplo: los símbolos de los dos isótopos naturales del cloro son 3517Cl y 3717Cl. Estrictamente hablando, el subíndice es innecesario, pues todos los átomos de cloro tienen 17
protones. De aquí que los símbolos de los isótopos se escriban usualmente sin subíndice así:
Cl-35 y Cl-37.
Ejercicio 3
Existen tres isótopos naturales significativos del magnesio: el 78,79% de todos lo átomos de
magnesio tienen una masa atómica de 24 u. m. a, el 10,13% tienen una masa atómico de 25 u.
m. a y el 11,17% una masa atómica de 25,983 u. m. a. ¿Cuántos protones y neutrones hay en
cada uno de estos tres isótopos?. ¿Cuál es el símbolo de cada uno de ellos?. Por último, ¿cuál
es la media ponderal de las masas atómicas?.
Solución
En todos los isótopos de magnesio hay 12 protones. El isótopo de masa atómica 24 u. m. a
tiene 24-12 = 12 neutrones. El símbolo de este isótopo es Mg-24. De forma semejante, el
isótopo de masa atómica 25 u. m. a tiene de número 25-12 = 13 neutrones y símbolo Mg-25. El
tercer isótopo 26-12 = 14 u. m. a y de símbolo Mg-26. La media se pondera de acuerdo con la
abundancia ponderal de las masas de los isótopos, de manera que el cálculo es el siguiente:
(0,7879.24) + (0,1013.25) + (0,1117.25,983) = 24,344 u. m. a. Por esta razón las tablas
periódicas muestran los números másicos con decimales.
Ejercicio 4
Indica los protones, neutrones y electrones utilizando la tabla periódica 1 de los siguientes
elementos: C-12, Cl-35, Fe-56, Na-23
Solución
Para el carbono 6 electrones, 6 protones y 6 neutrones. El cloro 17 electrones, 17 protones y
18 neutrones. El hierro 26 electrones, 26 protones y 30 neutrones. Por último, en el sodio 11
Valencia. Es la capacidad de combinación de los elementos y viene dada por el número de
electrones que gana, que pierde o comparte dependiendo del tipo de uniones entre átomos.
Actualmente esta capacidad se expresa por un número precedido del signo + o - que
denominamos número de oxidación e indica si pierde o gana electrones. Si pierde electrones
se queda cargado positivamente, al tener los electrones carga negativa, y si lo gana
negativamente. En la tabla periódica 2 aparecen los números de oxidación más importantes
de algunos elementos.
En la fórmula de cada sustancia siempre se cumple que la suma algebraica de los productos
de los subíndices de cada elemento por los correspondientes números de oxidación da como
resultado cero. Ejemplo, en el ácido sulfúrico, cuya fórmula es H2SO4, los números de
oxidación de cada elemento son: H, +1; S +6; y O, -2; la suma es: 2. (+1) + (+6) + 4. (-2) = 0
(cuando el subíndice es uno, éste se omite).
La regla anterior es de gran utilidad para conocer el número de oxidación con que actúa un
elemento en un compuesto, conocidos los números de oxidación de los demás elementos que
lo forman, y de esta manera poder nombrar dicho compuesto. Ejemplo, determinar el número
de oxidación del nitrógeno en el compuesto de fórmula HNO3, sabiendo que el número de
oxidación del oxígeno es -2 y el del hidrógeno +1.
Para averiguarlo, colocamos encima de cada elemento de la fórmula el número de oxidación
que resulte de multiplicar su número de oxidación conocido por su subíndice correspondiente:
+1 -6 HNO3
Para que la suma sea 0 el número de oxidación del nitrógeno debe ser +5 porque +1-6+5 = 0.
Ejercicio 5
Indica el número de oxidación de cada elemento en los siguientes compuestos:
H2O HCl CH4 HClO3 MgI2 Al2S3
Solución
En el H2O, el H +1 y el O -2; en HCl, el H +1 y el Cl -1; en CH4, el H +1 y C +4; en HClO3, H +1;
3.- FORMULACION Y NOMENCLATURA EN QUÍMICA INORGÁNICA: NIVEL BÁSICO 3.1. SUSTANCIAS SIMPLES
En las sustancias simples las moléculas están constituidas por átomos de un solo elemento.
Los elementos que son gaseosos o que se encuentran en fase gaseosa, suelen encontrarse en
forma diatómica (N2, O2, H2,...); esto se evidencia cuando se determina experimentalmente sus
masas. Otros elementos que se encuentra en el mismo estado físico se pueden presentar de
formas diferentes, por ejemplo, el oxígeno O2 y el ozono O3; estas son las formas alotrópicas
del oxígeno. Las demás sustancias simples se representan por el símbolo del cada elemento,
aunque estén formados por un elevado número de átomos, por ejemplo el sodio Na que está
formado por una red cristalina de átomos de sodio.
Veamos a continuación unos cuantos ejemplos de sustancias simples:
H2 dihidrógeno o hidrógeno O2 dioxígeno u oxígeno
F2 difluor o flúor Cl2 dicloro o cloro
Br2 dibromo o bromo I2 diyodo o yodo
N2 dinitrógeno o nitrógeno O3 trioxígeno u ozono
En la práctica el prefijo griego (mono, di, tri, tetra,...) se suprime cuando se trata de la forma
más usual del elemento.
Ejercicio 6
¿Cuáles de las siguientes sustancias son sustancias simples? Escribir la fórmula.
Ozono sodio agua
Gas hidrógeno aire tetrafósforo
Plata oro azúcar
Hierro helio nitrógeno
Solución
Son sustancias simples el ozono cuya fórmula es O3, el sodio Na, el gas hidrógeno H2,
tetrafósforo P4, plata Ag, oro Au, hierro Fe, helio He, y nitrógeno N2.
Ejercicio 7
Nombrar las siguientes sustancias simples:
F2 Ne Ca
I2 S8 H2
K Si O2
Solución
3.2. COMPUESTOS BINARIOS DE OXÍGENO 3.2.1. ÓXIDOS METÁLICOS
Son compuestos binarios constituidos por oxígeno, cuyo número de oxidación es -2, y un
elemento metálico cualquiera. Para formular un óxido, se escribe primero el símbolo del
elemento y después el del oxígeno. Se coloca encima de cada elemento el número de
oxidación y como las sustancias son neutras las cargas negativas procedentes del oxígeno y
las cargas positivas del metal han de estar compensadas. Ejemplos:
+1 -2 NaO
como la sustancia debe ser neutra debemos colocar 2 átomos de sodio pues 2 x (+1) -2 =0, de
esta manera la fórmula quedará Na2O.
+2 -2 CaO
en este ejemplo +2 - 2=0; la fórmula queda igual CaO.
Ejercicio 8
Formular las combinaciones del oxígeno con los siguientes elementos:
Mg Li Fe Ag Be
Solución
MgO; Li2O; FeO si utilizamos el número de oxidación +2 del hierro y Fe2O3 si el número de
oxidación es +3; Ag2O y BeO.
Nomenclatura de Stock:
Se nombra la palabra óxido, la preposición de, el nombre del metal y la valencia en números
romanos y entre paréntesis. Ejemplos:
Oxido de sodio ( I ) Na2O Oxido de hierro ( III ) Fe2O3
Nomenclatura sistemática:
Utiliza los prefijos mono, di, tri, tetra...., para indicar la proporción en que se encuentran los
elementos en el compuesto. Ejemplos:
Dióxido de estaño SnO2 Trióxido de dialuminio Al2O3
Ejercicio 9
Formula los óxidos metálicos siguientes:
Óxido estaño (II) dióxido de plomo óxido de hierro (III)
Trióxido de diníquel óxido de magnesio monóxido de cadmio
Óxido de plata trióxido de dicobalto oxido de bismuto (V)
Solución:
SnO; PbO2; Fe2O3; Ni2O3; MgO; CdO; Ag2O; Co2O3; Bi2O5; K2O; Cr2O3 y CuO.
Ejercicio 10
Nombra los óxidos metálicos siguientes:
BaO PbO2 Au2O3 SnO2 ZnO Hg2O
PtO2 Cu2O GeO2 Li2O Al2O3 Cs2O
Solución
Óxido de bario, monóxido de bario
Dióxido de plomo, óxido de plomo (IV)
Óxido de oro (III) o trióxido de dioro
Óxido de estaño (IV) u dióxido de estaño
Óxido de cinc, monóxido de cinc
Óxido de mercurio (I) o monóxido de dimercurio
Óxido de platino (IV) o dióxido de platino
Óxido de cobre (I) o monóxido de cobre
Óxido de germanio (IV) o dióxido de germanio
Óxido de litio, monóxido de litio
Óxido de aluminio, óxido de aluminio (III) o trióxido de dialuminio
Óxido de cesio, monóxido de dicesio
3.2.2. ÓXIDOS NO METALES
Son compuestos binarios constituidos por oxígeno y un elemento no metálico cualquiera, a
excepción del flúor. En los óxidos, el oxígeno tiene número de oxidación negativo. Solamente
cuando se combina con el flúor el oxígeno tiene número de oxidación positivo.
Se formula y nombra igual que los óxidos metálicos, excepto que no se utiliza la nomenclatura
tradicional actualmente. Ejemplos:
Cl2O3 óxido de cloro (III) o trióxido de dicloro
CO2 óxido de carbono (IV) o dióxido de carbono
Ejercicio 11
Formula los óxidos no metálicos siguientes:
Óxido de nitrógeno (IV) pentaóxido de difósforo dióxido de silicio
Monóxido de dicloro dióxido de azufre monóxido de carbono
Heptaóxido de dibromo óxido de azufre (VI) óxido de cloro (VII)
Solución
NO2; P2O5; SiO2; Cl2O; SO2; CO; Br2O7; SO3; Cl2O7; CO2; As2O5 y N2O4.
Ejercicio 12
Nombra los óxidos no metálicos siguientes:
F2O TeO3 P2O3 CO2 SiO Sb2O5
Cl2O SO2 Br2O7 I2O5 B2O3 SeO3
Solución
Óxido de flúor (I) u monóxido de difluor
Óxido de teluro (VI) o trióxido de teluro
Óxido de fósforo (III) o trióxido de difósforo
Dióxido de carbono u óxido de carbono (IV)
Óxido de silicio (II) o monóxido de silicio
Óxido de antimonio (V) o pentaóxido de diantimonio
Óxido de cloro (I) o monóxido de dicloro
Óxido de azufre (IV) o dióxido de azufre
Óxido de bromo (VII) o heptaóxido de dibromo
Óxido de yodo (V) o pentaóxido de diyodo
Óxido de boro o trióxido de diboro
Óxido de selenio (IV) o trióxido de selenio
3.2.3 PERÓXIDOS
Son compuestos binarios de algunos metales o del hidrógeno, con el grupo peróxido –O-O-
(O2-2) que actúa con número de oxidación -2, mientras el metal o el hidrógeno actúa con su
número de oxidación correspondiente.
Se nombra generalmente con la palabra peróxido seguido del nombre del elemento que
acompaña al oxígeno. También puede utilizarse la nomenclatura sistemática indicando con
los prefijos mono, di, tri, tetra..., las proporciones de oxígeno y de metal. Los peróxidos más
conocidos son aquellos en los que el metal tiene un sólo número de oxidación, y su valor es
+1 ó +2. Ejemplos:
+1x2 -2 +2 -2
El peróxido de hidrógeno es conocido con el nombre de agua oxigenada.
En estos compuestos el subíndice 2 del oxígeno no puede nunca simplificarse.
Ejercicio 13
Formula los peróxidos siguientes:
Peróxido de calcio dióxido de monoberilio peróxido de potasio
Peróxido de plata peróxido de cobre (I) peróxido de cobre (II)
Dióxido de dipotasio agua oxigenada peróxido de litio
Dióxido de monocalcio peróxido bárico peróxido de magnesio
Solución
CaO2; BeO2; K2O2; Ag2O2; Cu2O2; CuO2; K2O2; H2O2; Li2O2; CaO2; BaO2; MgO2.
Ejercicio 14
Nombra los peróxidos siguientes:
ZnO2 Na2O2 NiO2 H2O2 Li2O2 CdO2
Ag2O2 Au2O2 BaO2 BeO2 Rb2O2 Cs2O2
Solución
Peróxido de cinc o dióxido de monocinc; peróxido de sodio o dióxido de disodio; peróxido de
níquel o dióxido de níquel; peróxido de hidrógeno o agua oxigenada o dióxido de dihidrógeno;
peróxido de litio o dióxido de dilitio; peróxido de cadmio o dióxido de monocadmio; peróxido de
plata o dióxido de diplata; peróxido de oro (I) o dióxido de dioro; peróxido de bario o dióxido de
monobario; peróxido de berilio o dióxido de monoberilio; peróxido de rubidio o dióxido de
dirubidio y peróxido de cesio o dióxido de dicesio.
3.3. COMBINACIONES BINARIAS DE HIDROGENO.
Las combinaciones binarias del hidrógeno con otro elemento reciben el nombre de hidruros. El
elemento puede ser metálico o no metálico.
3.3.1. HIDRUROS METALICOS
En estas uniones, el hidrógeno actúa con número de oxidación -1. Se formulan escribiendo
primero el símbolo del elemento y después el del hidrógeno.
Nomenclatura de Stock:
Se nombra la palabra hidruro, la preposición de, el nombre del metal y la valencia en número
romano entre paréntesis. Ejemplos:
Nomenclatura sistemática:
Preceden a la palabra hidruro los prefijos mono, di, tri, tetra... según los hidrógenos que tenga
el compuesto. Ejemplos:
Monohidruro de litio LiH Dihidruro de calcio CaH2
Ejercicio 15
Formula los hidruros metálicos siguientes:
Hidruro de cobre (I) trihidruro de aluminio
Hidruro de plata dihidruro de hierro
Tetrahidruro de plomo hidruro de sodio
Hidruro de cinc hidruro de oro (III)
Solución
CuH; AlH3; AgH; FeH2; PbH4; NaH; ZnH2; AuH3.
Ejercicio 16
Nombra los hidruros metálicos siguientes:
MgH2 CoH3 AgH KH AlH3 SnH4
ZnH2 AuH3 NiH2 BeH2 PtH4 RbH
Solución
Hidruro de magnesio, dihidruro de magnesio.
Hidruro de cobalto (III) o trihidruro de cobalto.
Hidruro de plata, monohidruro de plata.
Hidruro de potasio, monohidruro de potasio.
Hidruro de aluminio, trihidruro de aluminio.
Hidruro de estaño (IV) o tetrahidruro de estaño.
Hidruro de cinc, dihidruro de cinc.
Hidruro de oro (III) o trihidruro de oro.
Hidruro de níquel (II) o dihidruro de níquel.
Hidruro de berilio, dihidruro de berilio.
Hidruro de platino (IV) o tetrahidruro de platino.
3.3.2. HIDRUROS NO METALICOS O HIDRÁCIDOS
Las combinaciones del hidrógeno con los elementos F, Cl, Br, I, S, Se y Te, se denominan
hidrácidos ya que estos compuestos al disolverse en agua dan soluciones ácidas. En estas
combinaciones F, Cl, Br y I actúan con número de oxidación -1 y S, Se y Te con número de
oxidación -2. El hidrógeno actúa con número de oxidación +1. Se escribe primero el hidrógeno
y después el símbolo del elemento no metálico.
Nomenclatura en soluciones acuosas (nomenclatura tradicional):
Se nombran la palabra ácido y la raíz del nombre del no metal con el sufijo hídrico. Ejemplos:
Ácido clorhídrico HCl Ácido sulfhídrico H2S
Nomenclatura sistemática:
Se nombra la raíz del no metal con el sufijo uro, la preposición de y la palabra hidrógeno.
Ejemplos:
Cloruro de hidrógeno HCl Sulfuro de hidrógeno H2S
Ejercicio 17
Formula los hidrácidos siguientes:
Yoduro de hidrógeno bromuro de hidrógeno cloruro de hidrógeno
Ácido clorhídrico seleniuro de hidrógeno ácido sulfhídrico
Ácido bromhídrico ácido yodhídrico telururo de hidrógeno
Bromuro de hidrógeno ácido bromhídrico yoduro de hidrógeno
Solución
HI; HBr; HCl; HCl; H2Se; H2S; HBr; HI; H2Te; HBr; HBr; HI.
Ejercicio 18
Nombra los hidrácidos siguientes:
HF HBr HCl H2S HI H2Se
Solución
Ácido fluorhídrico o fluoruro de hidrogeno; ácido bromhídrico o bromuro de hidrógeno; ácido
clorhídrico o cloruro de hidrógeno; ácido sulfhídrico o sulfuro de hidrógeno; ácido yodhídrico o
3.3.3 HIDROGENO CON OTROS NO METALES.
Los hidruros de los elementos B, C, Si, N, P, As, Sb se conocen con los nombres vulgares:
Trihidruro de boro BH3 Metano CH4
Tetrahidruro de silicio SiH4 Amoníaco NH3
Trihidruro de arsénico AsH3 Trihidruro de antimonio SbH3
Trihidruro de fósforo PH3 Agua H2O
3. 4. COMBINACIÓN BINARIA DE METAL CON NO METAL
Las combinaciones binarias de metal con no metal, más conocida con el nombre de sales
binarias, derivan de los hidrácidos al sustituir los átomos de hidrógenos por átomos metálicos.
Por tanto los no metales que forman sales binarias son: F, Cl, Br, I, S, Se y Te. Los elementos
F, Cl, Br y I actúan con número de oxidación –1 mientras que S, Se y Te con –2. Se escribe
primero el metal y después el no metal.
Nomenclatura tradicional:
Se nombra la raíz del no metal con el sufijo uro, la preposición de y el nombre del metal.
Ejemplos:
+1 -1 +2 -2
Cloruro de sodio NaCl sulfuro de calcio CaS
Nomenclatura sistemática:
Utiliza el prefijo griego (mono, di, tri,...) para indicar el número de átomos de cada elemento.
Ejemplo:
Dicloruro de calcio CaCl2 tetrayoduro de estaño SnI4
Nota: El carbono y el nitrógeno con los números de oxidación -4 y -3 respectivamente se
combinan también con los metales dando el carburo y el nitruro correspondiente.
Ejercicio 19
Formula las sales binarias siguientes:
Sulfuro de hierro (III) cloruro de potasio bromuro de estaño (IV)
Yoduro de oro (I) seleniuro de níquel (II) disulfuro de plomo
Sulfuro de diplata fluoruro de litio trisulfuro de dihierro
Bromuro de magnesio cloruro de sodio bromuro de cobalto (III)
Solución
Ejercicio 20
Nombra las sales binarias siguientes:
AuI KCl CaCl2 Li2S CoF2 Fe2S3
BaSe PbCl4 ZnI2 CsCl Na2Se K2S
Solución
Yoduro de oro (I) o monoyoduro de oro.
Cloruro de potasio o monocloruro de potasio.
Cloruro de calcio o dicloruro de calcio.
Sulfuro de litio o monosulfuro de de dilitio.
Fluoruro de cobalto (II) o difluoruro de cobalto.
Sulfuro de hierro (III) o trisulfuro de dihierro.
Seleniuro de bario o monoseleniuro de bario.
Cloruro de plomo (IV) o tetracloruro de plomo.
Yoduro de cinc o diyoduro de cinc.
Cloruro de cesio o monocloruro de cesio.
Seleniuro de sodio o seleniuro de disodio.
Sulfuro de potasio o monosulfuro de dipotasio.
3.5. OTROS COMPUESTOS BINARIOS ENTRE NO METALES
Para formular se escribe los símbolos de los elementos colocando en primer lugar el elemento
que está más hacia la izquierda en la tabla Periódica.
Nomenclatura sistemática:
Se nombra añadiendo el sufijo uro a la raíz del nombre del elemento que esté más hacia la
derecha de la tabla periódica, y a continuación, se añade el nombre del otro elemento. Al
mismo tiempo, se indica el número de átomos presentes en la molécula mediante los prefijos
numerales griegos –nomenclatura sistemática-. También se puede utilizar la nomenclatura
de Stock.
Ejemplos:
PCl3 Tricloruro de fósforo o cloruro de fósforo (III)
As2Se5 Pentaseleniuro de diarsénico o seleniuro de arsénico (V)
Ejercicio 21
Formula:
Tricloruro de fósforo pentayoduro de fósforo
Disulfuro de carbono pentaseleniuro de diarsénico
Solución
PCl3; PI5; CS2; As2Se5; CCl4; Na3N.
3.6. IONES MONOATÓMICOS: CATIONES Y ANIONES
Los átomos que pierde o gana electrones de su capa más externa se denominan ion. Si
pierden electrones –generalmente los metales- de su capa más extrema se quedaran cargados
positivamente, pues pierden cargas negativas, y se les llaman iones positivos o cationes.
Pero si gana electrones –generalmente los no metales- se quedan cargado negativamente, y
se les llaman iones negativos o aniones.
Los cationes o iones positivos se formulan colocando el símbolo del elemento y a
continuación, como exponente el número de oxidación. Se nombra en la nomenclatura
tradicional como ion o catión, seguido del nombre del metal. Actualmente es más corriente la nomenclatura de Stock: la palabra ion, el nombre del metal y la valencia en número romanos y entre paréntesis. Ejemplos:
Na+ Ion o catión de sodio
Fe3+ Ion de hierro (III)
H+ Ion hidrógeno
Los aniones o iones negativos se formulan colocando el símbolo del elemento y a
continuación, como exponente el número de oxidación. Se nombran en la nomenclatura
sistemática: la palabra ion, la raíz del no metal con la terminación uro. Realmente los
aniones derivan de los hidrácidos al perder los átomos de hidrógeno. Solamente se conoce
aniones monoatómicos de elementos no metálicos con el número de oxidación menor.
Ejemplos:
S2- ion sulfuro
Cl- ion cloruro
H- Ion hidruro
Ejercicio 22
Formula los iones monoatómicos siguientes:
Ion seleniuro ion teluro ion nitruro ion fosfuro
Ion arseniuro ion cobalto (III) ion estaño (IV) ion litio
Solución
Se-2; Te-2; N-3; P-3; As-3; Co+3; Sn+4; Li+; Sn+2; Br-; Ni+3; Cl-.
Ejercicio 23
Nombra los iones monoatómicos siguientes:
Mg+2 F- H+ H- Fe+2 Ag+
I- Au+3 Al+3 Br- O-2 Ca+2
Solución
Ion magnesio; ion fluoruro; ion hidrógeno; ion hidruro; ion hierro (II); ion plata; ion yoduro; ion
de oro (III) ; ion aluminio; ion bromuro; ion oxígeno; ion calcio.
3.7. HIDRÓXIDOS
En disoluciones acuosas se les conocen con el nombre de bases. Son compuestos formados
por la combinación de un catión metálico con el ion hidróxido, OH-. Este ion o anión poliatómico
procede de la pérdida de un ion hidrógeno de la molécula de agua. Se llaman hidróxidos o
bases debido al carácter básico; es decir, a la tendencia que tienen a reaccionar con los iones
hidrógeno.
Nomenclatura tradicional
Se nombra la palabra hidróxido, la preposición de seguida del nombre del metal.
Ejemplos:
Hidróxido de sodio NaOH pues por cada ion Na+ se necesita un ion OH-
Hidróxido de cobre (II) Cu(OH)2 pues por cada ion Cu+2 se necesita dos iones OH-.
Actualmente se utiliza más las nomenclaturas de Stock y sistemáticas.
Ejemplos:
Hidróxido de hierro (III) Fe(OH)3
Dihidróxido de magnesio Mg(OH)2
Ejercicio 24
Formula los hidróxidos siguientes:
Hidróxido de bario trihidróxido de hierro hidróxido de cobalto (III)
Hidróxido de calcio hidróxido de cadmio hidróxido de manganeso (II)
Hidróxido de cobre (II) hidróxido de aluminio hidróxido de plomo (II)
3 = 2 +4 2
Solución
Ba(OH)2; Fe(OH)3; Co(OH)3; Ca(OH)2; Cd(OH)2; Mn(OH)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; Pb(OH)2; Bi(OH)3;
CsOH; Sn(OH)4.
Ejercicio 25
Nombra los hidróxidos siguientes por las nomenclaturas sistemáticas y de Stock:
NaOH Sn(OH)2 Pt(OH)4 Zn(OH)2 RbOH Cu(OH)2
Al(OH)3 Be(OH)2 Pb(OH)2 Ni(OH)3 KOH AuOH
Solución
Hidróxido de sodio; hidróxido de estaño(II) o dihidróxido de estaño; hidróxido de platino (IV) o
tetrahidróxido de platino; hidróxido de cinc o dihidróxido de cinc; hidróxido de rubidio; hidróxido
de cobre (II) o dihidróxido de cobre; hidróxido de aluminio (III) o trihidróxido de aluminio;
hidróxido de berilio o dihidróxido de berilio; hidróxido de plomo (II) o dihidróxido de plomo;
hidróxido de níquel (III) o trihidróxido de níquel; hidróxido de potasio; hidróxido de oro (I) o
monohidróxido de oro.
3.8. OXÁCIDOS
Son conocidos también con el nombre de ácidos ternarios. Para estos compuestos utilizaremos
una fórmula general: HaXOb donde X es el no metal o un elemento metálico de transición,
como el cromo o el manganeso con sus números de oxidación más alto, a y b el número de
átomos de hidrógeno y oxígeno en la molécula del ácido.
Podemos formular los ácidos a partir de los números de oxidación conociendo que el
hidrógeno actúa con +1 y el oxígeno con –2 mientras que el no metal lo hace con número de
oxidación positivo. Pongamos un ejemplo: un ácido del carbono que actúa con +4 el carbono.
1º. Colocamos los átomos en este orden HCO con sus respectivos números de oxidación
encima
+1 +4 -2 H C O
2º. Siempre que el número de oxidación sea par se coloca dos átomos de hidrógeno, y si fuese
impar un solo átomo de hidrógeno. Colocamos encima del hidrógeno el número de
oxidación correspondiente a los dos átomos de hidrógeno.
+2 +4 -2 H2 C O
3º. Al oxígeno le colocaremos el subíndice obtenido de la suma de +2+4 y dividido por 2; es
decir, la suma de los números de oxidación positivos dividido por el número correspondiente
Luego la formula del ácido será: H2CO3 y la carga total cero: 2(+1) + 1(+)4 + 3(-2) =0
Otro ejemplo: El nitrógeno actúa como ácido con los números de oxidación +3 y +5.
Supongamos que tomamos +5 como el no metal. Siempre que el número de oxidación del no
metal es impar se coloca un átomo de hidrógeno. La fórmula será HNO3 pues +1+5/2= 3
átomos de oxígeno.
Nomenclatura tradicional
Se nombra la palabra ácido seguido del nombre del no metal con la terminación oso o ico si el
no metal tiene dos números de oxidación. Por ejemplo los ácidos anteriores son ácido
carbónico y ácido nítrico respectivamente.
Si el no metal tiene tres números de oxidación se utiliza para la menor el prefijo hipo y si tiene
cuatro el prefijo hipo para el menor y per para el mayor. En el cuadro 2 aparecen los números
de oxidación de los no metales, los prefijos, terminaciones y, un ejemplo de cada uno de ellos:
Cuadro 2: Números de oxidación del no metal
• Algunos elementos en disolución acuosa con determinados número de oxidación, generalmente con valores altos, tienen comportamientos de oxácidos. Los más
conocidos son, según los valores de la tabla periódica 2, el cromo cuando actúa con +6,
el manganeso con +6 y +7 y, el nitrógeno cuando actúa con +3 y +5. Sus nombres y
formulas son:
Ácido crómico H2CrO4
Ácido mangánico H2MnO4
Ácido permangánico HMnO4
Ácido nitroso HNO2
Ácido nítrico HNO3
Números de oxidación
del no metal
Prefijos y terminaciones Ejemplos
2 1º ………. oso
2º ………. ico
Ácido carbonoso H2CO2
Ácido carbónico H2CO3
3 1º hipo……….oso
2º ……….oso
3º ……….ico
Ácido hiposulfuroso H2SO2
Ácido sulfuroso H2SO3
Ácido sulfúrico H2SO4
4 1º hipo……….oso
2º ……….oso
3º ……….ico
4º per…………ico
Ácido hipocloroso HClO
Ácido cloroso HClO2
Ácido clórico HClO3
Ejercicio 26
Formula los ácidos ternarios siguientes:
Ácido nitroso ácido hipocloroso ácido sulfúrico ácido perbrómico
Ácido bromoso ácido selenioso ácido carbónico ácido yodoso
Ácido telúrico ácido silícico ácido perclórico ácido sulfuroso
Solución
HNO2; HClO; H2SO4; HBrO4; HBrO2; H2SeO3; H2CO3; HIO2; H2TeO4; H2SiO3; HClO4; H2SO3.
Veamos para nombrar un ácido cuando se conoce su formula los pasos que debemos seguir:
1º. Se multiplica el número de oxidación del oxígeno por el número de átomos de oxígeno; por
ejemplo: HBrO3, en este caso (-2) x 3 = -6, y se le suma el número de oxidación de los
átomos de hidrógeno; en este caso -6 +1 = -5. Para que la molécula sea neutra el número
de oxidación del bromo debe ser +5.
2º Recordamos los números de oxidación del no metal y le asignamos el prefijo y el sufijo
según el número de oxidación del no metal. En nuestro caso el sufijo ico precedido de la
raíz del no metal y de la palabra ácido; por tanto el ácido correspondiente es el ácido
brómico.
Ejercicio 27
Nombra los ácidos ternarios siguientes:
H2SO4 HNO2 H2CO3 HMnO4 HClO HIO4
H2SiO3 H2CrO4 HBrO HNO3 H2SeO3 H2SO3
Nota: Recordemos que con los números de oxidación +6 y +7 el manganeso forma ácidos y, el
cromo con +6.
Solución
Ácido sulfúrico; ácido nitroso; ácido carbónico; ácido permangánico; ácido hipocloroso; ácido
periódico; ácido silícico; ácido crómico; ácido hipobromoso; ácido nítrico; ácido selenioso; ácido
sulfuroso.
Excepciones:
1) Acido dicrómico H2Cr2O7. Como aparecen dos átomos de cromo colocamos los números
de oxidación totales de cada átomo encima de la fórmula pues +2+12 –14 = 0. Debemos de
poner siete átomos de oxígeno para que la molécula sea neutra.
+2 +12 -14
2) Utilización de los prefijos meta y orto. Estos prefijos se utilizan para distinguir dos ácidos
del mismo elemento que únicamente difieren en su contenido de hidrógeno y de oxígeno. El
elemento tiene el mismo número de oxidación en los dos ácidos. Ejemplos: HPO3 y H3PO4.
En estos dos ácidos, el fósforo tiene el mismo número de oxidación, +5, pero se obtiene el
segundo al sumarle al primero una molécula de agua. Para distinguirlos HPO3 se llama
metafosfórico y al H3PO4 ácido ortofosfórico, que es el más importante de los ácidos del
fósforo, y que se conoce comercialmente con el nombre de ácido fosfórico. Se debe decir
siempre ácido fosfórico H3PO4
Análogamente ocurre lo mismo para el boro:
HBO2 ácido metabórico
H3BO3 ácido ortobórico ( se dice ácido bórico, nunca orto)
Ejercicio 28
Formula los ácidos binarios y ternarios siguientes:
Ácido clorhídrico ácido sulfúrico ácido sulfhídrico ácido hipocloroso
Ácido yódico ácido hipobromoso ácido fluorhídrico ácido fosfórico
Ácido carbónico ácido yodhídrico ácido brómico ácido bromhídrico
Solución
HCl; H2SO4; H2S; HClO; HIO3; HBrO; HF; H3PO4; H2CO3; HI; HBrO3; HBr.
3. 9. IONES POLIATÓMICOS: ANIONES Y CATIONES 3.9.1. ANIONES DE LOS OXÁCIDOS
Cuando una molécula de un oxácido pierde sus hidrógenos, en forma de iones H+, se convierte
en un anión que tiene una carga negativa igual al número de iones de hidrógeno perdidos.
Ejemplo, al ácido sulfúrico H2SO4 le quitamos los dos átomos de hidrógeno y el resto de la
molécula se queda con dos cargas negativas. La fórmula del anión será, por tanto, SO4-2.
Nomenclatura tradicional
Para nombrar los aniones de los oxácidos, se sustituyen las terminaciones oso e ico de los
ácidos correspondientes por las terminaciones ito y ato, respectivamente, y se coloca delante
la palabra ion en lugar de ácido.
Ejemplos:
Fórmula Nombre del oxácido Fórmula Nombre del anión
H2SO4 ácido sulfúrico SO42- ion sulfato
HBrO4 ácido perbrómico BrO4- ion perbromato
Ejercicio 29
Formula los siguientes aniones:
Ion bromito ion carbonato ion sulfato ion yodato
Ion hipoclorito ion fosfato ion nitrito ion nitrato
Ion sulfito ion permangánico ion cromato ion dicromato
Solución
BrO2-; CO3-2; SO4-2; IO3-; ClO-; PO4-3; NO2-; NO3-; SO3-2; MnO4-; CrO4-2; Cr2O7-2.
Ejercicio 30
Nombra los aniones siguientes:
IO- NO3- SeO4-2 BrO4- NO2- IO2
-ClO4- MnO4-2 Cr2O7-2 CO3-2 ClO- SO3-2
Solución
Ion hipoyodito; ion nitrato; ion seleniato; ion perbromato; ion nitrito; ion yodito; ion perclorato;
ion manganato; ion dicromato; ion carbonato; ion hipoclorito; ion sulfito.
3.9.2 CATIONES POLIATÓMICOS
Se nombra añadiendo la terminación onio a un prefijo que indica el compuesto de procedencia.
Los más importantes son:
Ion amonio NH4+ (NH3 + H+ ) Ion oxonio o hidronio H3O+ (H2O + H+)
3. 10. SALES TERNARIAS U OXISALES
Derivan de los oxácidos al sustituir los átomos hidrógenos por átomos metálicos. Para
formularlos vamos a construir el ácido ternario; a continuación su anión correspondiente, y por
último, unimos los cationes metálicos con los aniones de los oxácidos hasta que la suma de las
cargas sea igual cero.
Nomenclatura tradicional
Se nombran cambiando la terminación de los oxácidos oso por ito y ico por ato seguido del
nombre del metal. Ejemplos, el sulfato de calcio; construimos el ácido sulfúrico y su anión
dos iones. Como el número de las cargas es el mismo +2 -2 =O. Por tanto, por cada ion sulfato
hay uno de calcio.
SO42- Ca2+ ⇒ CaSO4
Ion sulfato Ion calcio Sulfato de calcio
NO3- Ca+2 ⇒ Ca(NO3)2
Ion nitrato Ion calcio Nitrato de calcio
En este último ejemplo tiene que combinarse dos iones nitratos con un ion calcio puesto que la
carga del nitrato es –1. Carga total: +2 –1.2 =0
Ejercicio 31
Formula las siguientes sales ternarias:
Hipoclorito de sodio clorito de calcio sulfito de aluminio clorato de litio
Perbromato de berilio carbonato de sodio sulfito de cesio cromato de potasio
Bromato de hierro (III) fosfato de sodio bromato de litio nitrito de cinc
Solución
NaClO; Ca(ClO2)2; Al2(SO3)3; LiClO3; Be(BrO4)2; Na2CO3; Cs2SO3; K2CrO4; Fe(BrO3)3; Na3PO4;
LiBrO3; Zn(NO2)2.
Veamos para nombrar una sal ternaria cuando se conoce su formula los pasos que debemos
seguir:
1º Se multiplica el número de oxidación del oxígeno por el número de átomos de oxígeno; por
ejemplo, NaBrO3; en este caso (-2).3 = -6, y se le suma el número de oxidación del metal;
en este caso -6+1 = -5. Para que la molécula sea neutra el número de oxidación del bromo
debe ser +5.
2º Recordamos los números de oxidación del no metal y le asignamos el prefijo-si corresponde-
y el sufijo según el número de oxidación del no metal. En nuestro caso el sufijo ato
precedido de la raíz del no metal y seguido del nombre del metal; por tanto la sal
correspondiente es bromato de sodio.
3º Si en la fórmula existiera más de un metal tendríamos que multiplicar el número de oxidación
del metal por dicho número. Ejemplo: Na2SO3; en este caso sería (-2). 3 + (+1). 2 = -4. Por
tanto el número de oxidación del metal es +4. Se trata del sulfito de sodio.
Ejercicio 32
Nombra las siguientes sales ternarias:
K2CO3 NaMnO4 Na3PO4 CuCO2 AgNO3 KClO3
Solución
Manganato de litio; nitrato de aluminio; sulfito de cadmio; telúrito de calcio; cromato de amonio;
seleniato de plomo (II); carbonato de potasio; permanganato de sodio; fosfato de sodio;
carbonito de cobre (II); nitrato de plata; clorato de potasio.
Ejercicio 33
Formula las siguientes sales binarias y ternarias:
Sulfato de cromo (II) sulfuro de potasio clorato de aluminio
Nitrito de bario cloruro de hierro (III) silicato de cobre (II)
Bromuro de plata clorito de oro (I) permanganato de potasio
Cloruro de calcio carbonato de níquel (III) yodato de litio
Solución
CrSO4; K2S; Al(ClO3)3; Ba(NO2)2; FeCl3; CuSiO3; AgBr; AuClO2; KMnO4; CaCl2; Ni2(CO3)3; LiIO3.
3.11. SALES TERNARIAS ÁCIDAS O SALES ÁCIDAS DE LOS OXÁCIDOS.
Una sal ternaria ácida está formada por la combinación de un catión metálico con un anión de
los oxácidos que todavía contiene átomos de hidrógeno. Se nombran como las sales ternarias
pero precedidas de la palabra hidrógeno, dihidrógeno, etc; para indicar el número de átomos de
hidrógeno que lleva el compuesto. Vulgarmente se conoce con el prefijo bi para indicar que se
ha sustituido un átomo de hidrógeno.
Ejemplo: Hidrogenosulfato de calcio. Se construye el ácido sulfúrico H2SO4, y a continuación el
anión del ácido quitándole sólo un átomo de hidrógeno HSO4- y por tanto, tendrá una carga
negativa. Este es el ion hidrogenosulfato HSO4-, uniéndolo con el ion calcio Ca2+, obtenemos el
compuesto final Ca(HSO4)2,, hidrogenosulfato de calcio o bisulfato de calcio. Como la carga del
anión es -1 y la del catión +2 en la fórmula aparece entre paréntesis dos veces el anión.
Ejercicio 34
Formula las siguientes sales ácidas:
Hidrogenocarbonato de sodio hidrogenosulfito de aluminio hidrogenoselenito de litio
Dihidrogenofosfato de plata hidrogenocarbonito de cesio hidrogenotelurato de oro (I)
Solución
NaHCO3; Al(HSO3)3; LiHSeO3; AgH2PO4; CsHCO2, AuHTeO4; Cu(HSO4)2; Ba(HCO3)2;
AgHCrO4.
Veamos para nombrar una sal ternaria ácida cuando se conoce su formula los pasos que
debemos seguir:
1º Se multiplica el número de oxidación del oxígeno por el número de átomos de oxígeno; por
ejemplo: NaHCrO4, en este caso (-2).4 = -8, y se le suma el número de oxidación del metal y
del hidrógeno; en este caso -8+1+1 = -6. Para que la molécula sea neutra el número de
oxidación del bromo debe ser +6.
2º Recordamos los números de oxidación del no metal y le asignamos el prefijo y el sufijo
según el número de oxidación del no metal. En nuestro caso se lee la palabra hidrógeno, el
no metal con el sufijo ato y el metal; por tanto la sal ácida correspondiente es
hidrogenocromato de sodio.
Ejercicio 35
Nombra las siguientes sales ácidas:
Mg (HSiO3)2 Sr(HCO3)2 FrHSO4 Au(HSO4)3 Hg(HMnO4)2 Co(H2PO4)3
KHSO3 Ca(HSO2)2 NaHSiO3 LiHCrO4 Al(HSO4)3 Fe(HSeO3)2
Solución
Hidrogenosilicato de magnesio; hidrogenocarbonato de estroncio; hidrogenosulfato de francio;
hidrogenosulfato de oro (III); hidrogenomanganato de mercurio (II); dihidrogenofosfato de
cobalto (III); hidrogenosulfito de potasio; hidrogenohiposulfito de calcio; hidrogenosilicato de
4. EJERCICIOS DE EVALUACIÓN
Los siguientes ejercicios están pensados para que el alumno se califique y pueda
conocer así el grado de asimilación global que ha conseguido y dónde radican sus principales
lagunas o deficiencias. De cada ejercicio debe obtener como mínimo un 80% ó 90% de
fórmulas como mínimo en un tiempo discreto.
EJERCICIO NÚMERO UNO
Formula:
Óxido de rubidio hidruro de litio
Cloruro de oro (III) perclorato de sodio
Nitrito de plata dióxido de carbono
Ozono amoníaco
Ácido fosfórico sulfato de potasio
Carbonato de manganeso (II) sulfuro de hidrógeno
Ácido sulfhídrico óxido de hierro (II)
Metano ácido nítrico
Clorato de calcio sulfuro de bario
Sulfato de magnesio hidróxido de aluminio
Tricloruro de fósforo fosfato de hierro (III)
Óxido de plata hidruro de cesio
EJERCICIO NÚMERO DOS
Nombra:
CrI3 ZnS
Ca(OH)2 HNO3
NaHSO4 CaO
HCl Br
-MgO Hg(NO3)2
CaCrO4 (NH4)2SO4
H2SO2 KMnO4
Cu2O HIO3
ClO2- HF
Cd(ClO4)2 BrO2
-H2SO3 Cr(OH)3
EJERCICIO NÚMERO TRES
Formula:
Ácido hipocloroso fluoruro de cobre (II)
Hidróxido de bario hidrogenocarbonato de sodio
Manganato de potasio peróxido de hidrógeno
Hipoclorito de berilio ácido fosfórico
Cloruro de hierro (II) Ion amonio
Ion nitrito hidrogenocarbonito de plomo (IV)
Dicromato de potasio fluoruro de platino (IV)
Metano sulfuro de hidrógeno
Hidruro de aluminio peróxido de cinc
Ion yoduro ion hiposelenito
Ion sodio cloruro de sodio
Carbonato de calcio dióxido de carbono
EJERCICIO NÚMERO CUATRO
Nombra:
K2Cr2O7 Na3PO4
NO3- KHSO3
LiH NH4+
SO3 Al(OH)3
CuSe Cu(HSO2)2
Fe(NO3)3 ZnH2
FeO ClO
-Cu2SiO3 NH4Cl
Ca2C BaSe
HF MgO2
Pb(OH)4 Mn+2
EJERCICIO NÚMERO CINCO
Formula:
Pentacloruro de fósforo heptaóxido de diyodo
Ácido hipocloroso ácido selenhídrico o seleniuro de hidrogeno
Ion hidruro cromato de potasio
Hidróxido de plomo (IV) dihidruro de bario
Ion fluoruro carbonato de calcio
Clorato de potasio hidrogenosulfato de oro (III)
Ion hidróxido ion peróxido
Carburo de calcio metano
Agua oxigenada dióxido de estaño
Ion carbonito ion sulfuro
Dióxido de carbono ozono
Ion permanganato ion hidrógeno
EJERCICIO NÚMERO SEIS
Nombra:
Na2S HBr
Zn(IO)2 LiOH
HNO3 SnO
CoH2 NaH
NO3- KHCO3
HSeO4- Al+3
AuH HBr
Au2SO3 AgNO3
NH3 BaO2
SO2 PbO2
HMnO4 PCl3
KBrO4 CsHCrO4
Nota: Para nombrar los compuestos hemos elegido la nomenclatura más utilizada.
EJERCICIO NÚMERO UNO
Rb2O LiH
AuCl3 NaClO4
AgNO2 CO2
O3 NH3
H3PO4 K2SO4
MnCO3 H2S
H2S FeO
CH4 HNO3
Ca(ClO3)2 BaS
MgSO4 Al(OH)3
PCl3 FePO4
Ag2O CsH
EJERCICIO NÚMERO DOS
Yoduro de cromo (III) sulfuro de cinc
Hidróxido de calcio ácido nítrico
Hidrogenosulfato de sodio óxido de calcio
Ácido clorhídrico o cloruro de hidrogeno ion bromuro
Óxido de magnesio nitrato de mercurio (II)
Cromato de calcio sulfato de amonio
Ácido hiposulfuroso permanganato de potasio
Óxido de cobre (I) ácido yódico
Ion clorito ácido fluorhídrico o fluoruro de hidrógeno
Perclorato de cadmio ion bromito
Ácido sulfuroso hidróxido de cromo (III)
EJERCICIO NÚMERO TRES
HClO CuF2
Ba(OH)2 NaHCO3
K2MnO4 H2O2
Be(ClO)2 H3PO4
FeCl2 NH4+
NO2- Pb(HCO2)4
K2Cr2O7 PtF4
CH4 H2S
AlH3 ZnO2
I- SeO2-2
Na+ NaCl
CaCO3 CO2
EJERCICIO NÚMERO CUATRO
Dicromato de potasio fosfato de sodio
Ion nitrato hidrogenosulfito de potasio
Hidruro de litio ion amonio
Trióxido de azufre hidróxido de aluminio
Seleniuro de cobre (II) hidrogenohiposulfito de cobre (II)
Nitrato de hierro (III) hidruro de cinc
Óxido de hierro (II) ion hipoclorito
Silicato de cobre (I) cloruro de amonio
Carburo de calcio seleniuro de bario
Ácido fluorhídrico o fluoruro de hidrógeno peróxido de magnesio
Hidróxido de plomo (IV) ion de manganeso (II)
EJERCICIO NÚMERO CINCO
PCl5 I2O7
HClO H2Se
H- K2CrO4
Pb(OH)4 BaH2
F- CaCO3
KClO3 Au(HSO4)3
OH- O2-2
Ca2C CH4
H2O2 SnO2
CO2-2 S-2
CO2 O3
MnO4- H+
EJERCICIO NÚMERO SEIS
Sulfuro de sodio ácido bromhídrico o bromuro de hidrógeno
Hipoyodito de cinc hidróxido de litio
Ácido nítrico óxido de estaño (II) o monóxido de estaño
Hidruro de cobalto (II) hidruro de sodio
Ion nitrato hidrogenocarbonato de potasio
Ion hidrogenoseleniato ion de aluminio
Hidruro de oro (I) ácido bromhídrico o bromuro de hidrógeno
Sulfito de oro (I) nitrato de plata
Amoníaco peróxido de bario
Dióxido de azufre dióxido de plomo u óxido de plomo (IV)
Ácido permangánico cloruro de fósforo (III) o tricloruro de fósforo
