Formulación y nomenclatura inorgánica

Formulación y Nomenclatura Inorgánica:

I.- Formulación:

Consiste en formar la representación simbólica de una unidad estructural de una sustancia

compuesta iónica o covalente “llamado formula química”, sin la necesidad de realizar la

estructura Lewis.

Ejemplo: Cual será la formula química del nitruro de calcio.

Solución

En la formula deben participar los elementos calcio y nitrógeno, con los cuales realizamos la

estructura Lewis:

Al formar la unidad estructural se debe buscar que suma de la carga eléctrica total positiva y

negativa sea cero.

De donde generalizando tenemos:

𝑛. [𝑪]𝑚+⏟ 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜

+ 𝑚. [𝑨]𝑛−⏟ 𝑔𝑟𝑢𝑝𝑜

𝑓𝑢𝑛𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎𝑙

⇒ 𝑪𝒏𝑨𝒎⏟

𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜

𝑓𝑢𝑛𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑞𝑢𝑖𝑚𝑖𝑐𝑎

Ejemplos:

2𝑁𝑎1++ 1𝑂2− → 𝑁𝑎2𝑂

1𝑀𝑔2+ +1𝑂2− → 𝑀𝑔𝑂

2𝐴𝑙3++ 3𝑂2− → 𝐴𝑙2𝑂3

II.- Función Química:

Es el conjunto de sustancias que tiene propiedades químicas similares por tener el mismo

grupo funcional.

Ejemplo:

Compuesto Propiedades

𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 Anti ácido estomacal

Cambian de color a la fenolftaleína 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3

Función

óxido

𝑁𝑎𝑂𝐻 Anti ácido en los laboratorios o industrias

Cambian de color al papel de tornasol 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2

III.- Grupo Funcional:

Es aquel elemento o grupo de elementos responsables de las propiedades químicas de una

función química.

Entre ellos tenemos:

Función

Química

Grupo Funcional

Hidruro 𝐻1− 𝑜 𝐻1+

Óxido 𝑂−2

Peróxido 𝑂−𝑂1−−1 <> 𝑂22−

Hidróxido 𝑂𝐻1−

Ácido 𝐻(𝑎𝑐)1+

Sal Anión

Ejercicios:

Complete la formulación e indique la función química a la cual pertenece la sustancia formada.

𝑃𝑏4+ + 𝐻1− → ………

𝑍𝑛+2 + 𝑂𝐻1−→ ……….

𝐹𝑒3+ + 𝑆2− → ……….

𝐾1+ + 𝑂22− → ………

IV.- Elemento:

En una formula química es el átomo de un elemento metálico o no metálico que se une al

grupo funcional, que por lo general presenta una carga eléctrica positiva.

Ejemplo:

Metal: 𝐿𝑖1+ ; 𝐹𝑒2+ ; 𝐹𝑒3+

No Metal: 𝐵3+ ; 𝐶2+ ; 𝐶+4

El átomo de un elemento como se observa puede presentar uno o más valores de carga

eléctrica esto dependerá de la forma como hace participar a sus electrones de valencia.

V.- Valencia (val):

Es la capacidad de combinación que posee el átomo de un elemento para formar especies

químicas poli atómicas.

En compuestos iónicos:

𝑣𝑎𝑙 = ⋕ 𝑒− 𝑔𝑎𝑛𝑎𝑑𝑜𝑠 𝑜 𝑝𝑒𝑟𝑑𝑖𝑑𝑜𝑠 𝑝𝑜𝑟 𝑢𝑛 á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑎𝑙 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑟 𝑒𝑙 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑐𝑜

Ejemplo: En el óxido alumínico 𝐴𝑙2𝑂3

Val(Al)= 3 (electrones perdidos)

Val(O)= 2 (electrones ganados)

En compuestos covalentes:

𝑣𝑎𝑙 = ⋕ 𝑒− 𝑎𝑝𝑜𝑟𝑡𝑎𝑑𝑜𝑠 𝑝𝑜𝑟 𝑢𝑛 á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑝𝑎𝑟𝑎 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑟 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒𝑠 𝑐𝑜𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠

Ejemplo: En el anhídrido sulfuroso 𝑆𝑂2

Val(S)= 4 (electrones aportados)

Val(O)= 2 (electrones aportados o aceptados)

VI.- Estado de Oxidación (EO):

Es la carga eléctrica que presenta el átomo de un elemento al formar un enlace químico.

En compuestos iónicos:

𝐸𝑂 = 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎 𝑟𝑒𝑎𝑙 𝑑𝑒𝑙 á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑎𝑙 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑟 𝑒𝑙 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑐𝑜

Ejemplo: En el nitruro de calcio 𝐶𝑎3𝑁2

EO(Ca)= +2

EO(N)= -3

En compuestos covalentes:

𝐸𝑂 = 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎 𝑎𝑝𝑎𝑟𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒𝑙 á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑎𝑙 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑟 𝑒𝑙 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒 𝑐𝑜𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑝𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑜 𝑎𝑝𝑜𝑙𝑎𝑟

Ejemplo: En el anhídrido sulfuroso 𝑆𝑂2

EO(S)= +4

EO(O)= -2

Ejemplo: En acetileno 𝐶2𝐻2, indique la valencia y el estado de oxidación del carbono e

hidrogeno luego de realizar la estructura Lewis.

Solución

Val(H)=1 EO(H)= +1

Val(C)=4 EO(C)= -1

Observación:

Por lo general la valencia y el estado de oxidación son numéricamente iguales

𝑽𝒂𝒍(𝑬) = |𝑬𝑶(𝑬)|

El valor numérico de la valencia siempre es un valor entero mientras que el estado de

oxidación toma valores enteros o fraccionarios positivos o negativos.

Ejercicios:

Realice la estructura Lewis, luego evalué la valencia y el estado de oxidación de cada elemento

en las siguientes sustancias.

I.- 𝑁𝑎𝐶𝑙 II.- 𝐶𝑎𝑂2 III.- 𝑀𝑔(𝐶𝑁)2 IV.- 𝐻2𝑆𝑖𝑂3 IV.- 𝑂3

Reglas para evaluar el estado de oxidación.

a.- En las sustancias simples o elementos el estado de oxidación de cada átomo es cero.

Ejemplo:

I.- 𝐴𝑙 → 𝐸𝑂(𝐴𝑙) = 0

II.- 𝑁2 → 𝐸𝑂(𝑁) = 0

III.- 𝑆8 → 𝐸𝑂(𝑆) = 0

b.- Al formar compuestos los elementos del grupo IA, IIA y IIIA tienen los siguientes estados de

oxidación.

EO(IA) = +1

Ejemplo: 𝐿𝑖2𝐶𝑂3 → 𝐸𝑂(𝐿𝑖) = +1

𝑁𝑎3𝑃𝑂4 → 𝐸𝑂(𝑁𝑎) = +1

EO(IIA) =+ 2

Ejemplo: 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 → 𝐸𝑂(𝑀𝑔) = +2

𝐶𝑎𝑆𝑂4 → 𝐸𝑂(𝐶𝑎) = +2

EO(IIIA) = +3

Ejemplo: 𝐻3𝐵𝑂3 → 𝐸𝑂(𝐵) = +3

𝐴𝑙(𝑁𝑂3)3 → 𝐸𝑂(𝐴𝑙) = +3

c.- Al formar compuestos con metales, los elementos del grupo VA, VIA y VIIA, tienen los

siguientes estados de oxidación.

EO(VA)=-3

Ejemplo: 𝐶𝑎3𝑁2 → 𝐸𝑂(𝑁) = −3

𝐾3𝑃 → 𝐸𝑂(𝑃) = −3

EO(VIA)=-2

Ejemplo: 𝐶𝑢2𝑆 → 𝐸𝑂(𝑆) = −2

𝐹𝑒𝑆 → 𝐸𝑂(𝑆𝑒) = −2

EO(VIIA)=-1

Ejemplo: 𝐹𝑒𝐶𝑙3 → 𝐸0(𝐶𝑙) = −1

𝑃𝑏𝐵𝑟4 → 𝐸𝑂(𝐵𝑟) = −1

d.- El hidrogeno al formar compuestos presenta los siguientes estados de oxidación.

EO(H)=+1 en la mayoría de compuestos

Ejemplo: 𝐶6𝐻12𝑂6 → 𝐸𝑂(𝐻)= +1

𝐾2𝐻𝑃𝑂4 → 𝐸𝑂(𝐻)= +1

EO(H)=-1 frente a los metales

Ejemplo: 𝑀𝑔𝐻2 → 𝐸𝑂(𝐻) = −1

𝐶𝑜𝐻3 → 𝐸𝑂(𝐻) = −1

e.- El oxígeno al formar compuestos presenta los siguientes estados de oxidación

EO(O)= -2 en la mayoría de compuestos

Ejemplo: 𝐾2𝐶𝑟2𝑂7 → 𝐸𝑂(𝑂) = −2

𝐶2𝐻2𝑂4 → 𝐸𝑂(𝑂) = −2

EO(O)= -1 al formar peróxidos

Ejemplo: 𝐶𝑎𝑂2 → 𝐸𝑂(𝑂) = −1

𝐻2𝑂2 → 𝐸𝑂(𝑂) = −1

f.- En una sustancia compuesta neutra, la sumatorio de los estados de oxidación de todos los

átomos es cero.

Ejemplo: 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 → ∑𝐸𝑂(𝑡𝑜𝑑𝑜𝑠 𝑙𝑜𝑠 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠) = 0

1𝐸𝑂(𝐶𝑎) + 2𝐸𝑂(𝑂)+ 2𝐸𝑂(𝐻)= 0

1(+2) + 2(−2) + 2(+1)⏟ 𝑂

= 0

De donde tenemos: (𝐻2𝑂)0, (𝑁𝑎𝐶𝑙)0, (𝑀𝑔(𝑂𝐻)2)

0, (𝐴𝑙2𝑂3)0

g.- En una especie química ionizada la sumatorio de los estados de oxidación de todos los

átomos es igual a la carga del ion.

Ejemplo: (𝑂𝐻)1− → ∑𝐸𝑂(𝑡𝑜𝑑𝑜𝑠 𝑙𝑜𝑠 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠) = − 1

1𝐸𝑂(𝑂) + 1𝐸𝑂(𝐻) = − 1

1(−2) + 1(+1)⏟ −1

= −1

Ejercicios de Aplicación.

01.- Determine el estado de oxidación del carbono en los siguientes compuestos.

I.- 𝐻2𝐶𝑂3 II.- 𝐶6𝐻12𝑂6 III.- 𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝐶𝑂𝑂𝐻

A)+4, 0, +4 B) +2, +4, +2 C) +4, 0, +2 D)+2, -2, -2/3 E) +4, 0, -2/3

Solución

I.- (𝐻2𝐶𝑂3)0 → ∑𝐸𝑂 (𝑡𝑜𝑑𝑜𝑠 𝑙𝑜𝑠 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠) = 0

2𝐸𝑂(𝐻)+ 1𝐸0(𝐶) + 3𝐸𝑂(𝑂) = 0

2(+1) + 1𝐸𝑂(𝐶) + 3(−2) = 0

+2 + 𝐸𝑂(𝐶) − 6 = 0

∴ 𝐸𝑂(𝐶) = +4

II.- (𝐶6𝑥𝐻12

+1𝑂6−2)0 → ∑𝐸𝑂 (𝑡𝑜𝑑𝑜𝑠 𝑙𝑜𝑠 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠) = 0

6(𝑥) + 12(+1) + 6(−2) = 0

6𝑥 + 12 − 12 = 0

∴ 𝐸𝑂(𝐶) = 𝑥 = 0

III.- 𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝐶𝑂𝑂𝐻 < > (𝐶3𝑥𝐻6

+1𝑂2−2)0

3(𝑥) + 6(+1) + 2(−2) = 0

3𝑥 + 6 − 4 = 0

∴ 𝐸𝑂(𝐶) = 𝑥 = − 2

3

Clave: E

02- Determine el estado de oxidación del nitrógeno, cromo, azufré y fosforo y cromo en los

siguientes especies ionizadas.

I.- 𝑁𝐻41+ II.- 𝐶𝑟2𝑂7

2− III.- 𝐻𝑆𝑂41− IV.- 𝐾𝐻𝑃𝑂4

1−

A)+1, +3, +4, +5 B) -3, +3, +6, +3 C) -3, +6, +6, +5 D)+3, +3, +6, +5 E) -3, +6, +4, +5

Solución

I.- 𝑁𝐻41+ → ∑𝐸𝑂 (𝑡𝑜𝑑𝑜𝑠 𝑙𝑜𝑠 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠) = +1

1𝐸0(𝑁)+ 4𝐸𝑂(𝐻) = +1

1𝐸𝑂(𝑁) + 4(+1) = +1

𝐸𝑂(𝑁) − 4 = +1

∴ 𝐸𝑂(𝑁) = −3

II.- 𝐶𝑟2𝑂72− → ∑𝐸𝑂 (𝑡𝑜𝑑𝑜𝑠 𝑙𝑜𝑠 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠) = −2

2𝐸0(𝐶𝑟) + 7𝐸𝑂(𝑂) = −2

2𝐸𝑂(𝐶𝑟) + 7(−2) = −2

2𝐸𝑂(𝐶𝑟) − 14 = −2

∴ 𝐸𝑂(𝑁) = +6

III.- (𝐻+1𝑆𝑥𝑂4−2)1− → ∑𝐸𝑂 (𝑡𝑜𝑑𝑜𝑠 𝑙𝑜𝑠 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠) = −1

1(+1)+ 1(𝑥) + 4(−2) = −1

+1 + 𝑥 − 8 = −1

∴ 𝐸𝑂(𝑆) = 𝑥 = +6

IV.- (𝐾+1𝐻+1𝑃𝑥𝑂4−2)1− → ∑𝐸𝑂 (𝑡𝑜𝑑𝑜𝑠 𝑙𝑜𝑠 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠) = −1

1(+1) + 1(+1)+ 1(𝑥) + 4(−2) = −1

1 + 1 + 𝑥 − 8 = −1

∴ 𝐸𝑂(𝑃) = 𝑥 = +5

Clave: C

Estados de oxidación más comunes de algunos elementos por grupo

Nota:

De los elementos mencionados algunos presentan otros valores de estados de oxidación,

por ser los menos usuales no se colocó en esta tabla.

Los elementos que se indican resaltados en negrita, son elementos del grupo B y los demás

son del grupo A según la tabla periódica.

Anomalías de algunos elementos frente al oxigeno se comportan como metal o no metal y

los valores de sus estados de oxidación son diferentes, a continuación indicamos algunos.

Elemento EO(Metal) EO(No metal)

V +2; +3 +4; +5

Cr +2; +3 +3; +6

Mn +2; +3 +4; +6; +7

VII.- Sistemas de Nomenclatura:

a.- Nomenclatura IUPAC o sistemática (N.I):

Dónde:

El prefijo nos indica la cantidad de unidades.

⋕ 𝑢𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠 1 2 3 4 5 6 7 …….

prefijo mono di tri tetra penta hexa hepta …….

Nota:

El prefijo mono por lo general se omite, excepto en el oxígeno.

Ejemplo:

Luego de formular demos el nombre IUPAC al compuesto formado, para lo cual tenemos que

recordar cómo se formula y la función química a partir del grupo funcional presente.

1.- 1𝐹𝑒3+ + 3𝐻1− → 𝑭𝒆𝑯𝟑

Trihidruro de hierro

2.- 1𝐴𝑙3+ + 2𝑂2− → 𝑨𝒍𝟐𝑶𝟑

Trióxido de dialuminio

3.- 1𝐶𝑎2+ + 1(𝑂2)2− → 𝑪𝒂𝑶𝟐

Dióxido o peróxido de calcio

4.- 1𝑀𝑔2+ + 2(𝑂𝐻)1− → 𝑴𝒈(𝑶𝑯)𝟐

Dihidróxido de magnesio

b.- Nomenclatura STOCK(N.S).-

Nota:

Si el elemento tiene un solo estado de oxidación, se omite su escritura en romano.

Ejemplo:

Luego de formular demos el nombre stock al compuesto formado, para lo cual tenemos que


1.- 𝐸𝑂(𝐵) = +𝟑

2𝐵3+ + 3𝑂2− → 𝑩𝟐𝑶𝟑

Óxido de boro

2.- 𝐸𝑂(𝑃𝑏) = +𝟐; +4

1𝑃𝑏+2 + 4𝐻1− → 𝑷𝒃𝑯𝟒

Hidruro de plomo (IV)

3.- 𝐸𝑂(𝐶𝑢) = +1; +𝟐

1𝐶𝑢2+ + 2(𝑂𝐻)1− → 𝑪𝒖(𝑶𝑯)𝟐

Hidróxido de cobre (II)

4.- EO(S)=+2; +4; +6

1𝑆6+ + 3𝑂2− → 𝑺𝑶𝟑

Óxido de azufre (VI)

c.- Nomenclatura Clásica o Tradicional:

Dónde:

El prefijo y sufijo dependen de la cantidad de estados de que tiene el e lemento.

1ºcaso: cuando el elemento tiene un valor de estado de oxidación.

Nombre ……..prefijo ………………..sufijo

1 EO(E) ………………………………….. ico

Ejemplo:

Luego de formular demos el nombre clásico al compuesto formado, para lo cual tenemos que


1.- 𝐸𝑂(𝑀𝑔) = +2 ⏟𝑖𝑐𝑜

1𝑀𝑔2+ + 2(𝑂𝐻)1− → 𝑴𝒈(𝑶𝑯)𝟐

Hidróxido magnésico

2.- 𝐸𝑂(𝑆𝑖) = +4 ⏟𝑖𝑐𝑜

1𝑆𝑖4+ + 2𝑂2− → 𝑺𝒊𝑶𝟐

Óxido silícico

2ºcaso: cuando el elemento tiene dos valores de estado de oxidación.


2 EO(E) ………………………………….. oso EO(menor)

………………………………….. ico EO(mayor)

Ejemplo:

1.- 𝐸𝑂(𝐹𝑒) = +2 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +3 ⏟𝑖𝑐𝑜

1𝐹𝑒2+ + 2𝐻1− → 𝑭𝒆𝑯𝟐

Hidruro Ferroso

2𝐹𝑒3+ + 3𝑂2− → 𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑

Óxido Férrico

2.- 𝐸𝑂(𝑃𝑏) = +2 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +4 ⏟𝑖𝑐𝑜

1𝑃𝑏2+ + 2(𝑂𝐻)1− → 𝑷𝒃(𝑶𝑯)𝟐

Hidróxido plúmboso

1𝑃𝑏4+ + 2(𝑂2)2− → 𝑷𝒃𝑶𝟒

Peróxido plúmbico

3ºcaso: cuando el elemento tiene tres valores de estado de oxidación.


3 EO(E)

…… hipo ………………….. oso EO(menor)

………………………………….. oso ↓

………………………………….. ico EO(mayor)

Ejemplo:

1.- 𝐸𝑂(𝑃) = +1 ⏟;ℎ𝑖𝑝𝑜 𝑜𝑠𝑜

+3 ⏟𝑜𝑠𝑜

; + 5 ⏟𝑖𝑐𝑜

2𝑃1+ + 1𝑂2− → 𝑷𝟐𝑶

Ó𝑥𝑖𝑑𝑜⏟ 𝐴𝑛ℎ𝑖𝑑𝑟𝑖𝑑𝑜

𝑯𝒊𝒑𝒐𝑓𝑜𝑠𝑓𝑜𝑟𝒐𝒔𝒐

2𝑃3+ + 3𝑂2− → 𝑷𝟐𝑶𝟑

𝐴𝑛ℎ𝑖𝑑𝑟𝑖𝑑𝑜 𝑓𝑜𝑠𝑓𝑜𝑟𝒐𝒔𝒐

2𝑃5+ + 5𝑂2− → 𝑷𝟐𝑶𝟓

𝐴𝑛ℎ𝑖𝑑𝑟𝑖𝑑𝑜 𝑓𝑜𝑠𝑓𝑜𝑟𝒊𝒄𝒐

2.- 𝐸𝑂(𝑆) = +2 ⏟ ;ℎ𝑖𝑝𝑜 𝑜𝑠𝑜

+4 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +6 ⏟𝑖𝑐𝑜

1𝑆2+ + 1𝑂2− → 𝑺𝑶

𝐴𝑛ℎ𝑖𝑑𝑟𝑖𝑑𝑜 𝑯𝒊𝒑𝒐𝑠𝑢𝑙𝑓𝑢𝑟𝒐𝒔𝒐

1𝑆4+ + 2𝑂2− → 𝑺𝑶𝟐

𝐴𝑛ℎ𝑖𝑑𝑟𝑖𝑑𝑜 𝑠𝑢𝑙𝑓𝑢𝑟𝒐𝒔𝒐

1𝑆6+ + 3𝑂2− → 𝑺𝑶𝟑

𝐴𝑛ℎ𝑖𝑑𝑟𝑖𝑑𝑜 𝑠𝑢𝑙𝑓𝑢𝑟𝒊𝒄𝒐

4ºcaso: cuando el elemento tiene cuatro valores de estado de oxidación

Ejemplo:

1.- 𝐸𝑂(𝐶𝑙) = +1 ⏟;ℎ𝑖𝑝𝑜 𝑜𝑠𝑜

+3 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +5 ⏟ ;𝑖𝑐𝑜

+7 ⏟𝑝𝑒𝑟 𝑖𝑐𝑜

2𝐶𝑙1+ + 1𝑂2− → 𝑪𝒍𝟐𝑶

Ó𝑥𝑖𝑑𝑜⏟ 𝐴𝑛ℎ𝑖𝑑𝑟𝑖𝑑𝑜

𝑯𝒊𝒑𝒐𝑐𝑙𝑜𝑟𝒐𝒔𝒐

2𝐶𝑙3+ + 3𝑂2− → 𝑪𝒍𝟐𝑶𝟑

𝐴𝑛ℎ𝑖𝑑𝑟𝑖𝑑𝑜 𝑐𝑙𝑜𝑟𝒐𝒔𝒐

2𝐶𝑙5+ + 5𝑂2− → 𝑪𝒍𝟐𝑶𝟓

𝐴𝑛ℎ𝑖𝑑𝑟𝑖𝑑𝑜 𝑐𝑙𝑜𝑟𝒊𝒄𝒐

2𝐶𝑙7++ 1𝑂2− → 𝑪𝒍𝟐𝑶𝟕

𝐴𝑛ℎ𝑖𝑑𝑟𝑖𝑑𝑜 𝒑𝒆𝒓𝑐𝑙𝑜𝑟𝒊𝒄𝒐

2.- 𝐸𝑂(𝑀𝑛) = +4 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +6 ⏟ ;𝑖𝑐𝑜

+7 ⏟𝑝𝑒𝑟 𝑖𝑐𝑜

1𝑀𝑛4+ + 2𝑂2− → 𝑴𝒏𝑶𝟐

𝐴𝑛ℎ𝑖𝑑𝑟𝑖𝑑𝑜 𝑚𝑎𝑛𝑔𝑎𝑛𝒐𝒔𝒐

1𝑀𝑛6+ + 3𝑂2− → 𝑴𝒏𝟐𝑶𝟑

𝐴𝑛ℎ𝑖𝑑𝑟𝑖𝑑𝑜 𝑚𝑎𝑛𝑔𝑎𝑛𝒊𝒄𝒐

2𝑀𝑛7++ 7𝑂2− → 𝑴𝒏𝟐𝑶𝟕

𝐴𝑛ℎ𝑖𝑑𝑟𝑖𝑑𝑜 𝒑𝒆𝒓𝑚𝑎𝑛𝑔𝑎𝑛𝒊𝒄𝒐

VIII.- Función Hidruro

Son compuestos iónicos o moleculares binarios, que tiene en su estructura como

grupo funcional al ion hidrogeno 𝐻1− 𝑜 𝐻1+.

Se obtiene al combinar el hidrogeno con un elemento

Elemento + 𝐻2 → Hidruro

Formulación general

Clasificación

a.- Hidruro Metálico (𝑯𝟏−):

Es un compuesto iónico binario que a la temperatura del ambiente es sólido.

Formula: 𝐸𝐻𝑥

metal

Ejemplo:

1.- 1𝐶𝑎2++ 2𝐻1− → 𝑪𝒂𝑯𝟐

N.I: Dihidruro de calcio

N.S: Hidruro de calcio

N.C: Hidruro cálcico

1𝐸𝑥+ + 𝑥𝐻1± → 𝐸𝐻𝑥

2.- 1𝐴𝑙3+ + 3𝐻1− → 𝑨𝒍𝑯𝟑

N.I: Trihidruro de aluminio

N.S: Hidruro de aluminio

N.C: Hidruro alumínico

3.- 1𝑃𝑏2+ + 2𝐻1− → 𝑷𝒃𝑯𝟐

N.I: Dihidruro de plomo

N.S: Hidruro de plomo (II)

N.C: Hidruro plumboso

4.-Formule las siguientes hidruros

I.- Hidruro de Litio

II.- Dihidruro de zinc

III.- Hidruro cuproso

IV.- Hidruro crómico

Solución

I.- N.S: Hidruro de Litio → 𝐸𝑂(𝐿𝑖) = +1

1𝐿𝑖1+ + 1𝐻1− → 𝑳𝒊𝑯

II.-N.I: Dihidruro de zinc → 𝐸𝑂(𝑍𝑛) = +2

1𝑍𝑛2+ + 2𝐻1− → 𝒁𝒏𝑯𝟐

III.- N.C: Hidruro cuproso → 𝐸0(𝐶𝑢) = +𝟏 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +2 ⏟𝑖𝑐𝑜

1𝐶𝑢1+ + 1𝐻1− → 𝑪𝒖𝑯

IV.- N.C: Hidruro crómico → 𝐸0(𝐶𝑟) = +2 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +𝟑 ⏟𝑖𝑐𝑜

1𝐶𝑟3+ + 3𝐻1− → 𝑪𝒓𝑯𝟑

Observación:

Algunos hidruros metálicos forman hidruros dobles, que se nombran colocando el

vocablo doble después del nombre de la función química.

𝐿𝑖𝐻 + 𝐴𝑙𝐻3 → 𝑳𝒊𝑨𝒍𝑯𝟒

N.I: Tetrahidruro doble aluminio y litio

N.S: Hidruro doble aluminio y aluminio

N.C: Hidruro doble alumínico y lítico

b.- Hidruro No Metálico (𝑯𝟏+):

Es un compuesto covalente binario que a temperatura del ambiente es un gas muy

toxico.

Formula: 𝐸𝐻𝑥

no metal

La nomenclatura IUPAC, también acepta nombrar al hidruro así:

Raíz del nombre del elemento….ano

Los hidruros no metálicos se clasifican en dos grupos

b.1.- Hidruros especiales:

son los hidruros de los elementos no metálicos del grupo IIIA, IVA y VA.

Alguno de ellos tiene nombres especiales aceptados por la IUPAC.

Ejemplo:

1.- 1𝐵3𝛿−+ 3𝐻1𝛿+ → 𝑩𝑯𝟑

N.I: Trihidruro de boro

(Borano)

N.S: Hidruro de Boro

2.- 1𝐶4𝛿− + 4𝐻1𝛿+ → 𝑪𝑯𝟒

N.I: Tetrahidruro de carbono

(Carbano)

N.S: Hidruro de carbono

N. Común: Metano

3.- 1𝑆𝑖4𝛿− + 4𝐻1𝛿+ → 𝑺𝒊𝑯𝟒

N.I: Tetrahidruro de silicio

(Silano)

N.S: Hidruro de silicio

4.-Formule las siguientes hidruros e indique el nombre común en el caso que

tuvieran

I.- Hidruro de nitrógeno o azano

II.- Trihidruro de fosforo o fosfano

III.- Arsano

IV.- Estibano

Solución

I.- N.I: Hidruro de nitrógeno o azano → 𝐸𝑂(𝑁) = −3𝛿

1𝑁3𝛿− + 3𝐻1𝛿+ → 𝑵𝑯𝟑

N. Común: amoniaco

II.- N.S: Trihidruro de fosforo o fosfano → 𝐸𝑂(𝑃) = −3𝛿

1𝑃3𝛿− + 3𝐻1𝛿+ → 𝑷𝑯𝟑

N. Común: fosfina

III.- N.I: Arsano → 𝐸𝑂(𝐴𝑠) = −3𝛿

1𝐴𝑠3𝛿− + 3𝐻1𝛿+ → 𝑨𝒔𝑯𝟑

N. Común: Arsina

III.- N.I: Estibano → 𝐸𝑂(𝑆𝑏) = −3𝛿

1𝑆𝑏3𝛿− + 3𝐻1𝛿+ → 𝑺𝒃𝑯𝟑

N. Común: Estibina

Observación:

Algunos hidruros especiales son más estables formando poli moléculas.

Ejemplo:

𝐵2𝐻6: Diborano

𝑆𝑖4𝐻10: Tetrasilano

𝑁2𝐻6: Diazano (N. Común: Hidrazina)

b.2.- Hidruros ácidos:

Son los hidruros del grupo VIA y VIIA, cuyas soluciones acuosas tiene propiedades

acidas.

Su fórmula general es 𝐻𝑥𝐸

Según IUPAC se nombra así:

Raíz del nombre del elemento... uro de Hidrogeno

Raíz del nombre del elemento … ano

Ejemplo:

1.- 1𝑆2𝛿− + 2𝐻1𝛿+ → 𝑯𝟐𝑺

N.I: Sulfuro de Hidrógeno

(Sulfano)

N.S: Hidruro de Azufre

(Gas pestilente olor a huevo podrido)

2.- 1𝑆𝑒2𝛿− + 2𝐻1𝛿+ → 𝑯𝟐𝑺𝒆

N.I: Seleniuro de Hidrógeno

(Selano)

N.S: Hidruro de Selenio

3.- 1𝐹2𝛿− + 1𝐻1𝛿+ → 𝑯𝑭

N.I: Fluoruro de Hidrógeno

(Fluorano)

N.S: Hidruro de fluor

4.-Formule las siguientes hidruros ácidos

I.- Teleruro de hidrógeno

II.- Cloruro de hidrógeno

III.- yodano

Solución

I.- N.I: Teleruro de hidrógeno o telano → 𝐸𝑂(𝑇𝑒) = −2𝛿

1𝑇𝑒2𝛿− + 2𝐻1𝛿+ → 𝑯𝟐𝑻𝒆

II.- N.S: cloruro de hidrógeno o clorano → 𝐸𝑂(𝐶𝑙) = −1𝛿

1𝐶𝑙1𝛿− + 1𝐻1𝛿+ → 𝑯𝑪𝒍

III.- N.I: Yodano o yoduro de hidrogeno → 𝐸𝑂(𝐼) = −1𝛿

1𝐼1𝛿− + 1𝐻1𝛿+ → 𝑯𝑰

Observación:

El oxígeno forma un hidruro especial.

1𝑂2𝛿− + 2𝐻1𝛿+ → 𝑯𝟐𝑶

N.I: Óxidano

N. Común: agua

Ejercicios de aplicación

01.- Indique las proposiciones incorrectas

I.- Los hidruros metálicos a temperatura del ambiente son sólidos.

II.- En los hidruros no metálicos el hidrogeno tiene una carga eléctrica real de -1.

III.- Los Hidruros no metálicos pueden formar compuestos covalentes ternarios.

A) Solo I B) II y III C) Solo II D) I, II y III E) ninguno

Solución

I.- Correcto

Los Hidruros metálicos todos son compuestos iónicos por lo tanto a temperatura del

ambiente son solidos cristalinos.

II.- Incorrecto

El hidrogeno al formar hidruros no metálicos se une al elemento no metálico por

compartición de electrones, formando enlace covalente polar donde la carga eléctrica

aparente del hidrogeno es -1𝛿.

III.- Incorrecto

Los hidruros no metálicos son compuestos binarios por más que formen poli moléculas

como el di borano 𝐵2𝐻6

Clave: B

02.- Indique la relación formula-nombre incorrecto

A) 𝐵𝑎𝐻2: Hidruro de bario

B) 𝑍𝑛𝐻2: Dihidruro de cinc

C) 𝐻𝐵𝑟: Bromano

D)𝐻2𝑆𝑒: Seleniuro de hidrógeno

E)𝑃𝐻3: Fosfonio

Solución

El compuesto mal nombrado es el 𝑷𝑯𝟑

Su nombre común correcto es fosfina o según IPAC sería el fosfano

Clave: E

IX.- Función Óxido

Son compuestos iónicos o moleculares binarios, que tiene en su estructura como

grupo funcional al ion oxigeno 𝑂2−.

Se obtiene al combinar el oxígeno con un elemento

Elemento + 𝑂2 → Óxido


Clasificación

a.- Óxido Metálico u óxido básico (𝑶𝟐−):

Es un compuesto iónico binario que a la temperatura del ambiente es sólido poco

toxico, muchos de ellos se utilizan en la industria de las pinturas.

Formula general: 𝐸2𝑂𝑥

Metal

Se les llama óxido básico ya que al combinarse con el agua forma un hidróxido

Ejemplo:

1.- 1𝐶𝑎2++ 1𝑂2− → 𝑪𝒂𝑶

N.I: Monóxido de calcio

N.S: Óxido de calcio

N.C: Óxido cálcico

N. común: Cal viva

2.- 2𝐴𝑙3+ + 3𝑂2− → 𝑨𝒍𝟐𝑶𝟑

N.I: Trióxido de dialuminio

N.S: Óxido de aluminio

N.C: Óxido alumínico

N. común: corindón

3.- 1𝑃𝑏2+ + 1𝑂2− → 𝑃𝑏𝑂

N.I: Monóxido de plomo

N.S: Óxido de plomo (II)

N.C: Óxido plumboso

N. común: litargirio

2𝐸𝑥+ + 𝑥𝑂2− → 𝐸2𝑂𝑥

4.-Formule las siguientes óxidos

I.- Óxido argentico

II.- Trióxido de dioro

III.- Óxido de galio

IV.- Óxido cuproso

Solución

I.- N.C: óxido argentico → 𝐸𝑂(𝐴𝑔) = +𝟏

1𝐴𝑔1+ + 1𝑂2− → 𝑨𝒈𝟐𝑶

II.-N.I: Trióxido de dioro → 𝐸𝑂(𝐴𝑢)= +1; +𝟑

2𝐴𝑢3+ + 3𝑂2− → 𝑨𝒖𝟐𝑶𝟑

III.- N.I: Óxido de galio → 𝐸0(𝐺𝑎) = +𝟑

2𝐺𝑎3+ + 3𝑂2− → 𝑮𝒂𝟐𝑶𝟑

IV.- Óxido cuproso → 𝐸0(𝐶𝑢)= +𝟏 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +2 ⏟𝑖𝑐𝑜

2𝐶𝑢1+ + 1𝑂2− → 𝑪𝒖𝟐𝑶

N. común: cuprita

Observación:

Algunos metas que tienen estados de oxidación +2; +3 ó +2; +4 forman óxidos dobles

cuya fórmula general 𝐸3𝑂4

Se nombran colocando el vocablo doble después del nombre de la función química.

1𝐹𝑒𝑂 + 1𝐹𝑒2𝑂3 → 𝑭𝒆𝟑𝑶𝟒

N.I: Tetraóxido de trihierro

N.S: Óxido doble hierro (II) - (III)

N.C: Óxido doble ferroso-férrico

N. común: Magnetita (imán natural)

2𝑃𝑏𝑂 + 1𝑃𝑏𝑂2 → 𝑷𝒃𝟑𝑶𝟒

N.I: Tetraóxido de triplomo

N.S: Óxido doble plomo (II)-(IV)

N.C: Óxido doble plumboso-plumbico

N. común: Minio

b.- Óxido No Metálico (Anhídrido) u Óxido Ácido (𝑶𝟐−):

Es un compuesto covalente binario que a la temperatura del ambiente es sólido o gas

toxico.

Formula general: 𝐸2𝑂𝑥

no metal

Se les llama óxido ácido ya que al combinarse con el agua forman un ácido oxácido

Al nombrarlo según la nomenclatura clásica óxido se cambia por anhídrido.

Ejemplo:

1. - 𝐸.𝑂(𝐵) = +3 ⏟𝑖𝑐𝑜

2𝐵3++ 3𝑂2− → 𝑩𝟐𝑶𝟑

N.I: Trióxido de diboro

N.S: Óxido de boro

N.C: Anhídrido bórico

2.- 𝐸. 𝑂(𝐶) = +𝟐 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +3 ⏟𝑖𝑐𝑜

1𝐶2+ + 1𝑂2− → 𝑪𝑶

N.I: Monóxido de carbono

N.S: Óxido de carbono (II)

N.C: Anhídrido carbonoso

N. común: Gas de la muerte dulce

3.- 𝐸. 𝑂(𝐶𝑙) = +𝟏 ;⏟ℎ𝑖𝑝𝑜 𝑜𝑠𝑜

+𝟐 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +3 ⏟𝑖𝑐𝑜

2𝐶𝑙1+ + 1𝑂2− → 𝑪𝒍𝟐𝑶

N.I: Monóxido de dicloro

N.S: Óxido de cloro (I)

N.C: Anhídrido hipocloroso

4.-Formule las siguientes óxidos no metálicos

I.- Anhídrido Arsenioso

II.- Anhídrido crómico

III.- Heptóxido de dimanganeso

IV.- Óxido de yodo (V)

Solución

I.- N.C: Anhídrido Arsenioso → 𝐸0(𝐴𝑠) = +𝟑 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +5 ⏟𝑖𝑐𝑜

2𝐴𝑠3+ + 3𝑂2− → 𝑨𝒔𝟐𝑶𝟑

II.-N.C: Anhídrido crómico → 𝐸0(𝐶𝑟) = +3 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +𝟔 ⏟𝑖𝑐𝑜

1𝐶𝑟6+ + 3𝑂2− → 𝑪𝒓𝑶𝟑

III.- N.I: Heptóxido de dimanganeso → 𝐸0(𝑀𝑛)= +4; +6; +𝟕

2𝑀𝑛7+ + 7𝑂2− → 𝑴𝒏𝟐𝑶𝟕

IV.- N.S: Óxido de yodo (V) → 𝐸0(𝐼) = +1;+3; +𝟓; +7

2𝐼5+ + 5𝑂2− → 𝑰𝟐𝑶𝟓

X.- Función Peróxido:

Son compuestos iónicos binarios, que tiene en su estructura como grupo funcional al

ion peróxido ( 𝑂1− −𝑂1−) <> (𝑂2)2−.

El termino peróxido indica que el metal tiene un mayor grado de oxidación, por lo cual

podemos formular así

Óxido metálico + O → Peróxido


Forman peróxidos por lo general los metales del grupo IA, IIA y IB, IIB con su mayor

estado de oxidación.

Ejemplo:

1.- 2𝑁𝑎1+ + 1(𝑂2)2− → 𝑵𝒂𝟐𝑶𝟐

N.I: Dióxido de disodio

N.S: Peróxido de sodio

N.C: Peróxido sódico

N. común: oxilita

2.- 1𝐶𝑎+2+ 1(𝑂2)2− → 𝑪𝒂𝑶𝟐

N.I: Dióxido de calcio

N.S: Peróxido de calcio

N.C: Peróxido cálcico

3.- 1𝐶𝑢+2 + 1(𝑂2)2− → 𝑪𝒖𝑶𝟐

N.I: Dióxido de cobre

N.S: Peróxido de calcio (II)

N.C: Peróxido cúprico

4.- 1𝐻𝑔+2 + 1(𝑂2)2− → 𝑯𝒈𝑶𝟐

N.I: Dióxido de mercurio

N.S: Peróxido de mercurio (II)

N.C: Peróxido mercúrico

Observación:

2𝐸𝑥+ + 𝑥(𝑂2)2− → 𝐸2(𝑂2)𝑥

Entre los peróxidos el más comercial es el peróxidos de hidrogeno 𝐻2𝑂2, lo cual disuelto en

agua se conoce como agua oxigenada y se utiliza como: antiséptico (del 3% al 10%vol), como

decolorante en cosmetología (del 30% al 50%vol) y en curtiembre a más del 60%vol.


01.- Indique las proposiciones correctas

I.- Los óxidos metálicos a 25℃ son buenos conductores eléctricos.

II.- Los óxidos no metálicos al combinarse con el agua forman hidróxidos.

III.- Todos los peróxidos son sustancias iónicas.

A) Solo I B) I y II C) Solo II D) solo III E) ninguno

Solución

I.- Incorrecto

Los óxidos metálicos son compuestos iónicos, que a 25℃ son sólidos cristalinos malos

conductores eléctricos.

II.- Incorrecto

Los óxidos no metálicos o anhídridos al combinarse con el agua forman ácidos oxácidos

Ejemplo: 1𝐶𝑂2 + 1𝐻2𝑂 → 1𝐻2𝐶𝑂3

III.- Incorrecto

El peróxido de hidrogeno 𝐻2𝑂2 es uno de los compuestos covalentes más comerciales.

Clave: B

02.- Indique el compuesto de mayor atomicidad

A) óxido de crómico

B) Anhídrido bismutoso

C) Peróxido de oro (III)

D) Anhídrido vanádico

E) Óxido de silicio

Solución

Para poder identificar la sustancia de mayor atomicidad se tendrá que formular cada una de

ellas a partir del nombre proporcionado.

A) N.C: óxido de crómico → 𝐸𝑂(𝐶𝑟) = +2 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +𝟑 ⏟𝑖𝑐𝑜

2𝐶𝑟3+ + 3𝑂2− → 𝐶𝑟2𝑂3

∴ 𝒂𝒕𝒐𝒎𝒊𝒄𝒊𝒅𝒂 𝒄𝒊𝒏𝒄𝒐

B) N.C: Anhídrido bismutoso → 𝐸𝑂(𝐵𝑖) = +2 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +𝟑 ⏟𝑖𝑐𝑜

2𝐵𝑖3+ + 3𝑂2− → 𝐵𝑖2𝑂3

∴ 𝒂𝒕𝒐𝒎𝒊𝒄𝒊𝒅𝒂 𝒄𝒊𝒏𝒄𝒐

C) N.S: Peróxido de oro (III) 2𝐴𝑢3++3(𝑂2)2− → 𝐴𝑢2𝑂6

∴ 𝒂𝒕𝒐𝒎𝒊𝒄𝒊𝒅𝒂 𝒉𝒐𝒄𝒉𝒐

D) N.C: Anhídrido vanádico → 𝐸𝑂(𝑉) = +4 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +𝟓 ⏟𝑖𝑐𝑜

2𝑉5+ + 5𝑂2− → 𝑉2𝑂5

∴ 𝒂𝒕𝒐𝒎𝒊𝒄𝒊𝒅𝒂 𝒔𝒊𝒆𝒕𝒆

E) N.S: Óxido de silicio → 𝐸. 𝑂(𝑆𝑖) = +4

1𝑆𝑖4+ + 2𝑂2− → 𝑆𝑖𝑂2

∴ 𝒂𝒕𝒐𝒎𝒊𝒄𝒊𝒅𝒂 𝒕𝒓𝒆𝒔

Clave: C

XI.- Función Hidróxido

Son compuestos iónicos ternarios, que tiene en su estructura como grupo funcional al

ion peróxido 𝑂𝐻1−.

Se obtiene al combinar un

Ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑀𝑒𝑡á𝑙𝑖𝑐𝑜 + 𝐻2𝑂 → 𝐻𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜

Ejemplo:

𝐶𝑎𝑂+ 𝐻2𝑂 → 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2

𝑀𝑒𝑡𝑎𝑙 (𝐼𝐴 𝑜 𝐼𝐼𝐴) + 𝐻2𝑂 → 𝐻𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜+ 𝐻2(𝑔)

Ejemplo:

𝑁𝑎+ 𝐻2𝑂 → 𝑁𝑎𝑂𝐻+ 𝐻2 ↑


Ejemplo:

1.- 1𝑀𝑔2++ 2(𝑂𝐻)1− → 𝑴𝒈(𝑶𝑯)𝟐

N.I: Dihidróxido de magnesio

N.S: Hidróxido de magnesio

N.C: Hidróxido magnésico

N. común: leche de magnesia

1𝐸𝑥+ + 𝑥(𝑂𝐻)1− → 𝐸(𝑂𝐻)𝑋

2.- 1𝐴𝑙3+ + 3(𝑂𝐻)1− → 𝑨𝒍(𝑶𝑯)𝟑

N.I: Trihidróxido de aluminio

N.S: Hidróxido de aluminio

N.C: Hidróxido alumínico

N. común: es parte de la mylanta

3.- 1𝐹𝑒2+ + 2(𝑂𝐻)1− → 𝑭𝒆(𝑶𝑯)𝟐

N.I: Dihidróxido de hierro

N.S: Hidróxido de hierro (II)

N.C: Hidróxido ferroso

4.- Formule los siguientes hidróxidos

I.- Hidróxido cobaltoso

II.- Tetrahidróxido de plomo

III.- Hidróxido crómico

IV.- Hidróxido de Rubidio

Solución

I.- N.C: Hidróxido cobaltoso → 𝐸0(𝐶𝑜) = +𝟐 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +3 ⏟𝑖𝑐𝑜

1𝐶𝑜2+ + 2(𝑂𝐻)2− → 𝑪𝒐(𝑶𝑯)𝟐

II.-N.I: Tetrahidróxido de plomo → 𝐸𝑂(𝑃𝑏) = +2; +𝟒

1𝑃𝑏4+ + 4(𝑂𝐻)1− → 𝑷𝒃(𝑶𝑯)𝟒

III.- N.C: Hidróxido crómico → 𝐸0(𝐶𝑟) = +𝟐 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +𝟑 ⏟𝑖𝑐𝑜

1𝐶𝑟3+ + 3(𝑂𝐻)1− → 𝑪𝒓(𝑶𝑯)𝟑

IV.-N.S: Hidróxido de Rubidio → 𝐸0(𝑅𝑏) = +1

1𝑅𝑏1+ + 1𝑂𝐻1− → 𝑹𝒃𝑶𝑯


01.- Indique verdadero (V) o falso (F) a las siguientes proposiciones.

I.- Los hidróxidos son solubles en el agua a 25℃.

II.- El hidróxido auroso es un compuesto ternario triatómico.

III.- El óxido de cadmio al combinarse con el agua forma un hidróxido pentatómico.

.

A) VVF B) FFV C) VVV D) VFV E) FVF

Solución

I.- Verdadero

Los hidróxidos son compuestos iónicos, la mayoría de ellos son solubles en el agua.

II.- Verdadero

El hidróxido auroso → 𝐸0(𝐴𝑢) = +𝟏 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +3 ⏟𝑖𝑐𝑜

1𝐴𝑢1+ + 1𝑂𝐻1− → 𝑨𝒖𝑶𝑯 ∴ 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 𝑡𝑒𝑟𝑛𝑎𝑟𝑖𝑜 𝑦 𝑡𝑟𝑖𝑎𝑡𝑜𝑚𝑖𝑐𝑜

III.- Verdadero

𝐶𝑑𝑂⏟ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝑑𝑚𝑖𝑜

+ 𝐻2𝑂 → 𝐶𝑑(𝑂𝐻)2⏟ 𝐻𝑖𝑑𝑟𝑜𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑃𝑒𝑛𝑡𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑜

Clave: C

02.- Indique la atomicidad del hidróxido formado por el elemento de carga nuclear 50, si dicho

elemento trabaja con su máximo estado de oxidación.

A) 3 B) 4 C) 5 D) 9 E) 7

Solución

Primero ubicamos al elemento en la tabla periódica con la finalidad de conocer los valores de

su estado de oxidación.

𝐸: [ 𝐴𝑟36 ]5𝑠24𝑑105𝑝450

𝐸𝑠 𝑢𝑛 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 {𝑑𝑒𝑙 5º 𝑝𝑒𝑟𝑖𝑜𝑑𝑜,𝑔𝑟𝑢𝑝𝑜 𝐼𝑉𝐴𝑚𝑒𝑡á𝑙𝑖𝑐𝑜 𝑐𝑢𝑦𝑜𝑠 𝐸𝑂 𝑠𝑜𝑛 + 2 𝑦 + 4

Por lo tanto la formula del hidróxido correspondiente es:

1𝐸4+ + 4(𝑂𝐻)1− → 𝐸(𝑂𝐻)4

∴ 𝑳𝒂 𝒂𝒕𝒐𝒎𝒊𝒄𝒊𝒅𝒂 𝒅𝒆𝒍 𝒉𝒊𝒅𝒓𝒐𝒙𝒊𝒅𝒐 𝒆𝒔 𝒏𝒖𝒆𝒗𝒆

Clave: D

XI.- Función Ácidos

Son compuestos covalentes o moleculares, que tiene en su estructura átomos de

hidrogeno que se ionizan a 𝐻(𝑎𝑐)1+ cuando están disueltos en agua, lo cual es el grupo

funcional.

Clasificación

a.- Ácido Hidrácido:

Son los hidruros del grupo VIA y VIIA al estar disueltos en agua generan soluciones

ácidas.

Se obtiene disolviendo

𝐻𝑖𝑑𝑟𝑢𝑟𝑜 Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝐻2𝑂 → Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝐻𝑖𝑑𝑟á𝑐𝑖𝑑𝑜

𝐻𝑛𝐸(𝑔) 𝐻𝑛𝐸(𝑎𝑐)

Formula general: 𝐻𝑛𝐸(𝑎𝑐) {si E es del VIA, n = 2 si E es del VIIA, n = 1

Nomenclatura:

Los ácidos hidrácidos tienen una nomenclatura especial

𝐻𝑖𝑑𝑟𝑢𝑟𝑜 Á𝑐𝑖𝑑𝑜 → Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝐻𝑖𝑑𝑟á𝑐𝑖𝑑𝑜

𝑅𝑎𝑖𝑧 𝒖𝒓𝒐 𝑑𝑒 𝐻𝑖𝑑𝑟ó𝑔𝑒𝑛𝑜 Á𝒄𝒊𝒅𝒐 𝑅𝑎𝑖𝑧 𝒉í𝒅𝒓𝒊𝒄𝒐

Ejemplo:

1.- 𝐻2𝑆(𝑔) → 𝐻2𝑆(𝑎𝑐)

Sulfuro de hidrógeno Ácido sulfhídrico

2.- 𝐻2𝑆𝑒(𝑔) → 𝐻2𝑆𝑒(𝑎𝑐)

Seleniuro de hidrógeno Ácido selenhídrico

3.- 𝐻𝐶𝑙(𝑔) → 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐)

Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico

(Ácido Muriático)

4.- Formule los siguientes compuestos

I.- Ácido yodhídrico

II.- Ácido cianhídrico

III.- Ácido telenhídrico

Solución

I.- Ácido yodhídrico, es un hidruro ácido del grupo VIIA disuelto en agua.

𝐻1+ + 𝐼1− → 𝑯𝑰 (𝑎𝑐)

II.- Ácido cianhídrico, es un ácido especial (no es un ácido hidrácido).

𝐻1+ + 𝐶𝑁1− → 𝑯𝑪𝑵 (𝑎𝑐)

III.-Ácido telenhídrico, es un hidruro del grupo VIA disuelto en agua.

𝐻1+ + 𝑇𝑒2− → 𝑯𝟐𝑻𝒆 (𝑎𝑐)

b.- Ácido Oxácido:

Son compuestos covalentes ternarios, que a temperatura del ambiente pueden ser

solidos o líquidos.

Se obtiene al combinar un

Ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑁𝑜 𝑀𝑒𝑡á𝑙𝑖𝑐𝑜 + 𝐻2𝑂 → Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑂𝑥á𝑐𝑖𝑑𝑜

Ejemplo:

𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂 → 𝐻2𝐶𝑂3

Formula general: 𝐻𝑛𝐸𝑂𝑥

Si el E.O del

elemento E es La fórmula es

Numero de átomos

de oxigeno

Impar 𝐻1𝐸𝑂𝑋 𝑥 =𝐸𝑂(𝐸) +1

2

Par 𝐻2𝐸𝑂𝑋 𝑥 =𝐸𝑂(𝐸) +2

2

Caso especial:

B, P, As, Sb 𝐻3𝐸𝑂𝑋 𝑥 =

𝐸𝑂(𝐸) +3

2

Nomenclatura:

IUPAC: 𝑃𝑟𝑒𝑓𝑖𝑗𝑜 ⏟ ⋕ 𝑑𝑒 𝑂𝑥í𝑔.

𝒐𝒙𝒐 𝑅𝑎í𝑧. .𝒂𝒕𝒐 (𝐸𝑂) ⏟ 𝑒𝑛 𝑟𝑜𝑚𝑎𝑛𝑜

𝑑𝑒 𝐻𝑖𝑑𝑟ó𝑔𝑒𝑛𝑜

STOCK: Ácido 𝑃𝑟𝑒𝑓𝑖𝑗𝑜 ⏟ ⋕ 𝑑𝑒 𝑂𝑥í𝑔.

𝒐𝒙𝒐 𝑅𝑎í𝑧. . 𝒊𝒄𝒐 (𝐸𝑂) ⏟ 𝑒𝑛 𝑟𝑜𝑚𝑎𝑛𝑜

CLASICA: 𝐴𝑛ℎí𝑑𝑟𝑖𝑑𝑜 𝑠𝑒 𝑐𝑎𝑚𝑏𝑖𝑎 𝑝𝑜𝑟 á𝒄𝒊𝒅𝒐

Ejemplo:

1.- Si el E.O es impar, caso del Nitrógeno (E.O=+3, +5)

𝐻1𝑁+3𝑂

(𝐸𝑂(𝑁)+1

2) ⇒ 𝐻𝑁𝑂(3+1

2) <> 𝐻𝑁𝑂2

N.I: Dioxonitrato (III) de hidrógeno

N.S: Ácido dioxonítrico (III)

N.C: Ácido nitroso

𝐻1𝑁+5𝑂

(𝐸𝑂(𝑁)+1

2) ⇒ 𝐻𝑁𝑂

(5+1

2) <> 𝐻𝑁𝑂3

N.I: Trioxonitrato (V) de hidrógeno

N.S: Ácido trioxonítrico (V)

N.C: Ácido nítrico

2.- Si el E.O es par, caso del azufre (E.O=+2, +4,+6)

𝐻2𝑆+2𝑂

(𝐸𝑂(𝑆)+2

2) ⇒ 𝐻2𝑆𝑂(2+2

2) <> 𝐻2𝑆𝑂2

N.I: Dioxo sulfato (II) de hidrógeno

N.S: Ácido dioxo sulfúrico (II)

N.C: Ácido hipo sulfuroso

𝐻2𝑆+4𝑂

(𝐸𝑂(𝑆)+2

2) ⇒ 𝐻2𝑆𝑂(4+2

2) <> 𝐻2𝑆𝑂3

N.I: Trioxo sulfato (IV) de hidrógeno

N.S: Ácido trioxo sulfúrico (IV)

N.C: Ácido sulfuroso

𝐻2𝑆+6𝑂

(𝐸𝑂(𝑆)+2

2) ⇒ 𝐻2𝑆𝑂(6+2

2) <> 𝐻2𝑆𝑂4

N.I: Tetraoxo sulfato (VI) de hidrógeno

N.S: Ácido tetraoxo sulfúrico (VI)

N.C: Ácido sulfurico

3.- Caso especial para el Boro (E.O=+3)

𝐻3𝐵+3𝑂

(𝐸𝑂(𝐵)+3

2) ⇒ 𝐻3𝐵𝑂(3+3

2) <> 𝐻3𝐵𝑂3

N.I: Trioxo borato (III) de hidrógeno

N.S: Ácido trioxo bórico (III)

N.C: Ácido bórico o ácido orto bórico

4.-Formule las siguientes óxidos no metálicos

I.- Ácido permangánico

II.- Ácido dicrómico

III.-Tetraoxo fosfato (V) de hidrógeno.

IV.- Ácido dioxo clórico (III)

Solución

I.- N.C: Ácido permangánico→ 𝐸0(𝑀𝑛)= +4; +6 ⏟𝑖𝑐𝑜

; +𝟕 ⏟ 𝑝𝑒𝑟 𝑖𝑐𝑜

𝐻1𝑀𝑛+7𝑂

(𝐸𝑂(𝑀𝑛)+1

2) ⇒ 𝑯𝑴𝒏𝑶𝟒

II.-N.C: Ácido dicrómico → 𝐸0(𝐶𝑟) = +3 ⏟𝑜𝑠𝑜

; +𝟔 ⏟𝑖𝑐𝑜

𝐻2𝐶𝑟2+6𝑂

(2𝐸𝑂(𝐶𝑟)+2

2) ⇒ 𝑯𝟐𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕

III.- N.S: Tetraoxo fosfato (V) de hidrogeno. → 𝐸0(𝑃) = +1;+3; +𝟓

𝐻3𝑃+5𝑂

(𝐸𝑂(𝐵)+5

2) ⇒ 𝑯𝟑𝑷𝑶𝟒

IV.- N.I: Ácido dioxo clorico (III) → 𝐸0(𝐶𝑙) = +1; +𝟑; +5;+7

𝐻1𝐶𝑙+3𝑂

(𝐸𝑂(𝐶𝑙)+1

2) ⇒ 𝑯𝑪𝒍𝑶𝟐


01.- Indique las proposiciones correctas.

I.- La unidad estructural de un ácido hidrácido es una molécula binaria.

II.- El ácido crómico es un compuestos covalente.

III.- El ácido orto fosfórico es un compuesto pentatómico.

A) solo I B) I y II C) solo III D) I y III E) I, II y III

Solución

I.- Correcto

Todo ácido hidrácido está constituido por dos elementos, lo cuales se unen mediante

enlaces covalentes para formar una molécula binaria.

Ejemplo: 𝐻2𝑆; 𝐻𝐶𝑙.

II.- Correcto

El ácido crómico 𝐻2𝐶𝑟𝑂4, es un compuesto covalente donde el cromo actúa como no

metal.

III.- Incorrecto

Para saber la atomicidad del ácido orto fosfórico, primero realizamos su formulación

Caso especial para el Fosforo (E.O= +1 ⏟ ℎ𝑖𝑝𝑜 𝑜𝑠𝑜

,+3⏟𝑜𝑠𝑜

,+5⏟𝑖𝑐𝑜

)

𝐻3𝑃+5𝑂

(𝐸𝑂(𝑃)+3

2) ⇒ 𝐻3𝑃𝑂(5+3

2) <> 𝐻3𝑃𝑂4

El ácido orto fosfórico es octatómico

Clave: B

02.- Indique la atomicidad máxima del ácido oxácido formado al combinar un anhídrido

triatómico con dos moléculas de agua.

A) 3 B) 4 C) 5 D) 9 E) 7

Solución

Primero formamos el anhídrido triatómico.

2𝐸+𝑥 + 𝑥𝑂−2 → 𝐸2𝑂𝑥 {𝑠𝑖 𝑥 𝑒𝑠 𝑖𝑚𝑝𝑎𝑟:2 + 𝑥 = 3 ⇒ 𝑥 = 1

𝑠𝑖 𝑥 𝑒𝑠 𝑝𝑎𝑟 ∶ 1 +𝑥

2= 3 ⇒ 𝑥 = 4

Luego de formular los anhídridos combinamos con agua para formar los ácidos oxácidos

1𝐸2𝑂+2𝐻2𝑂 → 𝐻4𝐸2𝑂3⏟ ∴𝑎𝑡𝑜𝑚𝑖𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑=9

1𝐸𝑂2 +2𝐻2𝑂 → 𝐻4𝐸𝑂4⏟ ∴𝑎𝑡𝑜𝑚𝑖𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑=9

Clave: D

XII.- Iones

Son especies químicas con carga eléctrica.

Clasificación

a.- Catión:

Son especies químicas con carga eléctrica positiva.

a.1.- Catión monoatómico:

Formula general: 𝐸+𝑥

Ejemplo:

1.- 𝐹𝑒+2

N.S: Ión hierro (II)

N.C: Ión ferroso

2.- 𝐹𝑒+3

N.S: Ión hierro (III)

N.C: Ión férrico

3.- 𝑁𝑎+1

N.S: Ión sodio

N.C: Ión sódico

a.2.- Catión poliatómico:

Formula general: 𝐸𝐻4+1 o 𝐸𝑂𝑥

+𝑛

Tienen una nomenclatura especial

Ejemplo:

1.- 𝑁𝐻4+1 ∶ 𝑖ó𝑛 𝑎𝑚𝑜𝑛𝑖𝑜

2.- 𝑃𝐻4+1 ∶ 𝑖ó𝑛 𝑓𝑜𝑠𝑓𝑜𝑛𝑖𝑜

3.- 𝑆𝑏𝐻4+1 ∶ 𝑖ó𝑛 𝑒𝑠𝑡𝑖𝑏𝑜𝑛𝑖𝑜

4.- 𝐶𝑂+2 ∶ 𝑖ó𝑛 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑖𝑙𝑜

5.- 𝑁𝑂21+ ∶ 𝑖ó𝑛 𝑛𝑖𝑡𝑟𝑖𝑙𝑜

6.- 𝐶𝑙𝑂3+1 ∶ 𝑖ó𝑛 𝑝𝑒𝑟𝑐𝑙𝑜𝑟𝑖𝑙𝑜

b.- Anión:

Son especies químicas de carga eléctrica negativa.

Se obtiene cuando un ácido pierde sus átomos de hidrogeno en forma total o parcial.

b.1.- Anión que deriva de un ácido Hidrácido:

𝐻𝑛𝐸 ⏟ Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑅𝑎í𝑧𝒉𝒊𝒅𝒓𝒊𝒄𝒐

→ 𝐸𝑛−⏟𝑰ó𝒏 𝑅𝑖𝑎í𝑧 𝒖𝒓𝒐

Ejemplo:

1.-

2.- 𝐶𝑙1− : ión cloruro

3.- 𝐵𝑟1− : ión bromuro

4.-Formule los siguientes iones I.- ión fluoruro II.- ión biselennuro III.- ión cianuro IV.- ión yoduro.

Solución I.- ión fluoruro, es un anión que deriva de un ácido hidrácido

𝐻𝐹(𝑎𝑐) → 𝑭𝟏−

II.- ión biselennuro, es un anión que deriva de un ácido hidrácido 𝐻2𝑆𝑒(𝑎𝑐) → 𝑯𝑺𝒆

𝟏−

III.- ión cianuro, es un ión que deriva de un ácido especial

𝐻𝐶𝑁(𝑎𝑐) → 𝑪𝑵𝟏−

IV.- ión yoduro es un anión que deriva de un ácido hidrácido

. 𝐻𝐼(𝑎𝑐) → 𝑰𝟏−

b.2.- Anión que deriva de un ácido oxácido:

𝐻𝑛𝐸𝑂𝑥 ⏟ Á𝑐𝑖𝑑𝑜… 𝑅𝑎í𝑧..𝑜𝑠𝑜Á𝑐𝑖𝑑𝑜… 𝑅𝑎í𝑧..𝑖𝑐𝑜

→ 𝐸𝑂𝑥 𝑛−⏟

𝑰ó𝒏 𝑅𝑎í𝑧 ..𝑖𝑡𝑜𝑰ó𝒏 𝑹𝒂í𝒛 ..𝒂𝒕𝒐

Ejemplo:

1.- 𝐻𝑁𝑂2 ⏟

Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑛𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠𝑜

→ 𝑁𝑂2 1− ⏟

𝑖ó𝑛 𝑛𝑖𝑡𝑟𝑖𝑡𝑜

2.- 𝐻𝑁𝑂3 ⏟

Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑛𝑖𝑡𝑟𝑖𝑐𝑜

→ 𝑁𝑂3 1− ⏟

𝑖ó𝑛 𝑛𝑖𝑡𝑟𝑎𝑡𝑜

3.-

4.- Formule los siguientes iones I.- ión hipoclorito II.- ión cromato III.- ión bicarbonato IV.- ión fosfato diácido

Solución

I.-N.C: ión hipoclorito, es un anión que deriva del ácido hipocloroso

𝐻𝐶𝑙1+𝑂 → 𝑪𝒍𝑶𝟏− Su nombre IUPAC es ión monoxo clarato (I) II.- N.C: ión cromato, es un anión que deriva del ácido crómico

𝐻2𝐶𝑟6+𝑂4 → 𝑪𝒓𝑶𝟒

𝟐− Su nombre IUPAC es ión tetraoxo cromato (VI) III.- N.C: ión bicarbonato, es un anión que deriva del ácido carbónico 𝐻2𝐶

4+𝑂3 → 𝑯𝑪𝑶𝟑 𝟏−

Su nombre IUPAC es ión hidrógeno trioxocarbonato (IV) IV.- N.C: ión fosfato diácido, es un anión que deriva del ácido fosfórico

𝐻3𝑃5+𝑂4 → 𝑯𝟐𝑷𝑶𝟒

𝟏− Su nombre IUPAC es ión dihidrógeno tetraoxo fosfato (V)

Ejercicios de Aplicación:

01.- Señale la relación correcta entre la formula y el nombre del ion

A) 𝐴𝑠3− : ion arsenito

B) 𝐴𝑠𝑂3 3− : ion arseniuro

C) 𝐴𝑠𝐻4 1+: ion arsonio

D) 𝐴𝑠3+ : ion arsenico

E) 𝐻𝐴𝑠𝑂42−: ion biarseniato

Solución

A) Incorrecto

𝐴𝑠3− : Es el anión monoatómico, arseniuro

B) Incorrecto

(𝐴𝑠+3𝑂3)3−: Es el oxoanio, arsenito

C) Correcto

𝐴𝑠𝐻4 1+: es el catión poliatomico, arsonio

D) Incorrecto

𝐴𝑠3+ : es el catión monoatómico, arsenioso

E) Incorrecto

𝐻𝐴𝑠𝑂42−: es el oxoanion, ácido arseniato

Clave: C

02.-

XIII.- Función Sales:

Son compuestos iónicos constituidos por catión y anión.

Obtención:

Mediante la reacción de neutralización

Hidróxido + Ácido → Sal + Agua

Ejemplo.

La neutralización de la acidez estomacal

1𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 + 2𝐻𝐶𝑙 → 1𝑀𝑔𝐶𝑙2⏟ 𝑠𝑎𝑙

+ 2𝐻2𝑂

Mediante la reacción de un metal con un ácido:

Metal Activo + Ácido → Sal + Hidrogeno

Ejemplo:

La corrosión del cinc con el ácido sulfúrico.

𝑍𝑛 + 𝐻2𝑆𝑂4 → 𝑍𝑛𝑆𝑂4⏟ 𝑠𝑎𝑙

+ 𝐻2

Formulación:

𝒙. [𝑪]𝒚+⏟ 𝒄𝒂𝒕𝒊ó𝒏

+ 𝒚. [𝑨]𝒙−⏟ 𝒂𝒏𝒊ó𝒏

→ [𝑪]𝒙[𝑨]𝒚⏟ 𝑺𝒂𝒍

Clasificación:

Según su origen:

a.- Sal Haloidea:

Es aquella sal que se obtiene al hacer reaccionar un hidróxido o un metal activo con un

ácido hidrácido. Esta sal por lo general no presenta átomos de oxígeno en su composición.

Ejemplo:

1.- 1𝑀𝑔2+ + 2𝐶𝑙 1− → 1𝑀𝑔𝐶𝑙2

N.I: Dicloruró de magnesio

N.S: Cloruró de magnesio

N.C: Cloruró magnésico

2.- 1𝐶𝑢1+ + 1𝐻𝑆 1− → 1𝐶𝑢𝐻𝑆

N.I: Bisulfuro de cobre

N.S: Bisulfuro de cobre (I)

N.C: Bisulfuro cuproso

“sulfuro ácido cuproso”

3.- 3𝐶𝑎2+ + 2𝑁3− → 𝐶𝑎3𝑁2

N.I: Dinitruro de tricalcio

N.S: Nitruro de calcio

N.C: Nitruro cálcico

b.- Sal Óxisal:

Es aquella sal que se obtiene al hacer reaccionar un hidróxido o un metal activo con un

ácido oxácido. Esta sal presenta átomos de oxígeno en su composición.

Ejemplo:

1.- 1𝐾1+ + 1𝑁𝑂3 1− → 1𝐾𝑁𝑂3

N.I: Trioxo Nitrato (V) de sodio

N.S: Nitrato de sodio

N.C: Nitrato potásico

“salitre”

2.- 1𝐹𝑒2+ + 1 (𝑆𝑂3)2−→ 1𝐹𝑒𝑆𝑂3

N.I: Trioxo Sulfato (IV) de hierro

N.S: Sulfito de hierro (II)

N.C: Sulfito ferroso

3.- 1𝑁𝑎1+ + 1𝐻𝐶𝑂31− → 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3

N.I: Hidrógeno trioxocarbonato (IV) de sodio

N.S: Bicarbonato de sodio

“carbonato ácido de sodio”

N.C: Bicarbonato sódico

Según su composición:

a.- Sal neutra:

Es aquella sal que resulta de la neutralización total entre un hidróxido y ácido. Esta sal no

tiene átomos de hidrogeno ionizables u 𝑂𝐻1− disociables.

Ejemplo:

𝐶𝑎𝐶𝑙2 <> 𝐶𝑎2+𝐶𝑙2

1− ⇒ N.I: Dicloruro de calcio.

N.S: Cloruro de calcio.

N.C: Cloruro cálcico.

𝑁𝑎2𝑆𝑂4 <> 𝑁𝑎21+ (𝑆+6𝑂4)

2− ⇒ N.I: Tetraoxo sulfato (VI) de disodio.

N.S: Sulfato de sodio.

N.C: sulfato sódico.

b.- Sal Ácida:

Es aquella sal que resulta de la neutralización parcial de un ácido con un hidróxido. Esta sal

tiene átomos de hidrogeno ionizables 𝐻1+ .

Ejemplo:

𝐾𝐻𝑆 <> 𝐾1+(𝐻𝑆−2)1− ⇒ N.I: Hidrógeno sulfuro de potasio.

N.S: Bisulfuro de potasio.

“Sulfuro ácido de potasio”

N.C: Bisulfuro potásico.

𝐶𝑎(𝐻2𝑃𝑂4)2 <> 𝐶𝑎2+(𝐻2𝑃

+5𝑂4)21− ⇒ N.I: Dihidrógeno fosfato (V) de calcio.

N.S: Fosfato diácido de calcio.

N.C: Fosfato diácido cálcico.

“superfosfato de calcio”

c.- Sal Básico:

Es aquella sal que resulta de la neutralización parcial de un hidróxido con un ácido. Esta sal

tiene iones hidróxidos disociables 𝑂𝐻1− .

Ejemplo:

𝐴𝑙𝑂𝐻𝐶𝑙2 <> (𝐴𝑙+3𝑂𝐻)2+ 𝐶𝑙2

1− ⇒ N.I: hidróxido dicloruró de aluminio.

N.S: Cloruro básico de aluminio.

N.C: Cloruro básico aluminico.

𝑃𝑏(0𝐻)2𝑆𝑖𝑂3 <> (𝑃𝑏+4(𝑂𝐻)2)

2+(𝑆𝑖+4𝑂3)2−

N.I: Dihidróxido trioxosilicato(IV) de plomo

N.S: Silicato dibásico de plomo (IV)

N.C: Silicato dibásico plúmbico.

d.- Sal Doble:

Es aquella sal que resulta de combinar dos sales que contienen el mismo anión. Esta sal

tiene dos cationes diferentes.

Ejemplo:

𝐶𝑢𝐹𝑒𝑆2 <> (𝐶𝑢+2𝐹𝑒+2)4+ (𝑆2

−2)4−

N.I: Disulfuro de cobre y hierro.

N.S: Sulfuro doble de cobre (II) y hierro (II).

N.C: Sulfuro doble cúprico ferroso.

“calcopirita: mena del cobre”

𝐶𝑎𝑀𝑔(𝐶𝑂3)2 <> (𝐶𝑎+2𝑀𝑔+2)4+(𝐶+4𝑂3)2

2−

N.I: bistrioxocarbonato (IV) de calcio y magnesio.

N.S: Carbonato doble de calcio y magnesio.

N.C: Carbonato doble cálcico magnésico.

“dolomita”

e.- Sal hidratada:

Es aquella sal que en sus estructura cristalina tiene moléculas de agua unidos mediante

enlaces dativos o coordinados. En su nomenclatura primero se nombra a la sal luego se

nombra al agua indicando la cantidad de moléculas de agua.

Ejemplo:

𝐶𝑎𝐶𝑙2.10𝐻2𝑂 <> 𝐶𝑎2+ 𝐶𝑙2

1− .10𝐻2𝑂

N.I: Dicloruró de calcio decahidratado.

N.S: Cloruró de calcio decahidratado.

N.C: Cloruro cálcico decahidratado.

𝐶𝑢𝑆𝑂4.5𝐻2𝑂 <> 𝐶𝑢2+(𝑆+6𝑂4)

2− .5𝐻2𝑂

N.I: Tetraoxosulfato (VI) de cobre pentahidratado.

N.S: Sulfato de cobre (II) pentahidratado.

N.C: Sulfato cúprico pentahidratado.

“azul de vitriolo”

Ejercicios:

01.- Respecto a los siguientes compuestos, ¿qué proposiciones son correctas?

a.- 𝑁𝑖2(𝐶𝑂3)3

b.- 𝑀𝑛𝐵𝑟2

c- 𝑀𝑔3(𝑃𝑂4)2

I.- El compuesto b es una sal haloidea.

II.- El nombre de a es carbonato niquelico.

III.- El compuesto c proviene de la reacción del 𝐻3𝑃𝑂4 𝑦 𝑀𝑔.

A) I, II y III B) solo I C) solo II D) solo III E) II y III.

Solución

I.- correcto

Las sales haloideas por lo general no tiene átomos de oxígeno en su composición por lo

tanto el 𝑀𝑛𝐵𝑟2 es una sal haloidea.

II.- correcto

Nos piden nombrar según la nomenclatura clásica a una sal oxisal, para lo cual se tiene que

identificar primero al catión y anión de la sal.

𝑁𝑖2(𝐶𝑂3)3 <> 𝑁𝑖23+ (𝐶+4𝑂3)3

2− ⇒ N.S carbonato niquélico.

III.- correcto

Una sal oxisal se forma al hacer reaccionar un Hidróxido o un metal activo como el Mg con

unn acido oxácido como el 𝐻3𝑃𝑂4.

𝑀𝑔+ 𝐻3𝑃𝑂4 → 𝑴𝒈𝟑(𝑷𝑶𝟒)𝟐+ 𝐻2

Formulación y nomenclatura inorgánica

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