Formulación Inorgánica

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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

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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

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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

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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.

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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

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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

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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

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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;

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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

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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)

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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)

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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

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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:

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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.

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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

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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

(17)

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

(18)

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

(19)

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)

(20)

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

(21)

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

(22)

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

(23)

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

(24)

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

(25)

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:

(26)

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)

(27)

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

(28)

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

(29)

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

(30)

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

(31)

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)

(32)

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)

(33)

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

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