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Departamento de Ciencia y Tecnología
QUIMICA 1
Comisión B
Dra. Silvia Alonso
([email protected])
Lic. Evelina Maranzana ([email protected])
1
Nomenclatura
Introducción
La nomenclatura química contiene las reglas que
nos permiten asignar un nombre a cada
sustancia química. Su objetivo es identificar
inequívocamente a una sustancia en particular.
La nomenclatura sistemática que se usará en
este tutorial, fue desarrollada por una
organización de química, llamada: Unión
Internacional de Química Pura y Aplicada
(IUPAC). En algunos casos, se recomendará el
uso de otros sistemas de nomenclatura ya que
se ha generalizado mucho su uso.
2
Elementos metálicos y no
metálicos
Para efectos de nomenclatura y estudio de las
propiedades químicas una clasificación muy
importante de los elementos es en metálicos y
no-metálicos.
Se puede determinar aproximadamente si un
elemento es metal o no-metal por su posición en
la tabla periódica. Los metales se encuentran a la
izquierda y en el centro de la tabla periódica y
los no-metales en el extremo de la derecha.
3
En la tabla 1 se da una distribución de los elementos en las
dos categorías. Obsérvese la línea diagonal escalonada
que divide aproximadamente la tabla en elementos
metálicos y no-metálicos.
4
Cuando se comparan dos elementos, el más
metálico es el que se encuentra más hacia la
izquierda o más hacia la parte inferior de la tabla
periódica.
Existen algunas reglas útiles basadas en el
concepto del número de oxidación que permiten
predecir las fórmulas de un gran número de
compuestos.
5
La porción más positiva se escribe primero y se
nombra al último. Este puede ser un metal, un
ion poliatómico positivo, un hidrógeno, o
simplemente la porción menos electronegativa
del compuesto.
La porción más negativa se escribe de último y
se nombra primero. Este puede ser un anión o
simplemente el átomo más electronegativo.
Ejemplo: cloruro de sodio, yoduro de amonio y
sulfato de potasio.
6
+ NH 4 I
+ K 2 SO 4
7
Números de Oxidación
Existen algunas reglas útiles basadas en el
concepto del número de oxidación que permiten
predecir las fórmulas de un gran número de
compuestos.
Una de las propiedades más importantes de los
elementos es su estado de oxidación, o número
de oxidación. El número de oxidación está
determinado por las siguientes reglas:
– El número de oxidación de cualquier átomo sin
combinar o elemento libre (por ejemplo, N2) es cero.
– El número de oxidación para el oxígeno es – 2 (en los
peróxidos es de – 1).
8
Números de Oxidación
– El número de oxidación para el hidrógeno es +1 (en los
hidruros es de – 1).
– Para iones simples, el número de oxidación es igual a
la carga del ión. (Así, para Ba2+ el número de oxidación
es + 2.)
– La suma de los números de oxidación para los átomos
de los elementos en una fórmula determinada es igual
a cero; en el caso de un ion poliatómico la suma es
igual a la carga total. (Un ion poliatómico es una
partícula cargada que contiene más de un átomo, por
ejemplo, el ion NO3-).
9
Números de Oxidación
Existe una correlación definida entre los
números de oxidación y los grupos en donde
están localizados los elementos en la tabla
periódica.
Todos los elementos del grupo IA tienen un
número de oxidación de +1, los elementos del
grupo IIA tienen un número de oxidación de +2 y
así sucesivamente.
10
Números de Oxidación
En general, un número de oxidación positivo
para cualquier elemento es igual al número del
grupo del elemento en la tabla periódica. Por
ejemplo el nitrógeno es + 5.
El número de oxidación negativo para cualquier
elemento se puede obtener sustrayendo de 8 el
número del grupo y dándole a la diferencia un
signo negativo. De acuerdo con la tabla 2 el del
flúor es – 1, el del azufre es – 2 y el del nitrógeno
es – 3.
11
Números de Oxidación
12
Números de Oxidación
Para predecir una fórmula química simplemente
se unen los elementos con número de oxidación
positivo a aquellos que tienen número de
oxidación negativo, sin olvidar que la suma de
todos los números en la fórmula final debe ser
igual a cero.
13
Números de Oxidación
Desafortunadamente, hay muchas excepciones a
este sistema de asignar los números de
oxidación a partir de la posición de los
elementos en la tabla periódica. Muchos
elementos (principalmente los de transición),
tienen más de un número de oxidación, por lo
tanto, estos números deberán memorizarse. En
la tabla 3 se dan algunos de estos elementos.
14
IONES POSITIVOS Y NEGATIVOS
Para facilitar el aprendizaje de la nomenclatura química es
importante conocer los iones (positivos y negativos) más
comunes junto con sus nombres y cargas.
15
Iones positivos con cargas
variables
Los iones que aparecen en la tabla 4 llevan
exactamente los mismos nombres de los
elementos de los cuales se derivan. Por ejemplo,
Na y Mg son átomos de sodio y de magnesio,
mientras que Na1+ y Mg2+ son iones de sodio y de
magnesio.
Estos elementos normalmente forman iones que
tienen solamente las cargas que se muestran tal
como se aprecia en la tabla 4.
16
Carga de un ión
No existe uniformidad en cuanto a la forma de expresar
la carga de un ion; así, por ejemplo, algunos
autores escriben Mg++, CO3=, otros Mg2+, CO32- o Mg+2,
CO3-2,las diferentes formas son equivalentes.
17
IONES POSITIVOS
18
IONES NEGATIVOS
19
Cálculo de Número de Oxidación
Ejemplos para determinar los números de oxidación:
1 5 6  0
1 5 2
H N O3
2
1
6 8 0
6 2
Na2 S O4
2 6 8  0
1 6 2
H 2 S O4
6
2
10 16  0
5
2
Ca3 ( P O4 )2
20
Compuestos binarios de dos no
metales
Todos los compuestos binarios toman la
terminación –uro en el primer elemento
nombrado.
Si dos no metales se combinan para formar
solamente un compuesto, éste se nombra
escribiendo el nombre del segundo elemento
con la terminación –uro y ligados ambos
nombres con la preposición “de”.
Compuestos de este tipo contienen hidrógeno
con otro no metal.
21
Compuestos binarios de dos no
metales


H  Cl 

H S
2

HCl
cloruro de hidrógeno
H2S
sulfuro de hidrógeno
Para otros compuestos binarios de este tipo, donde
más de un compuesto binario puede formarse a
partir de dos elementos, se utilizan los prefijos
griegos que aparecen en la siguiente tabla. Este
sistema corresponde al “Sistema Estequiométrico”.
22
Tabla de prefijos griegos
PREFIJO GRIEGO
NUMERO
PREFIJO GRIEGO
NUMERO
Mono-
1
Hexa-
6
Di-
2
Hepta-
7
Tri-
3
Octa-
8
Tetra-
4
Nona-
9
Penta-
5
Deca-
10
23
PREFIJOS y NUMEROS ROMANOS
El prefijo mono no se usa con el primer elemento. Ejemplo.
CO
monóxido de carbono
CO2
dióxido de carbono
• Se acepta también el uso de números romanos para
indicar los estados de oxidación de los elementos
más positivos, esto corresponde al “Sistema Stock”,
que es el más recomendado por la IUPAC.
2 2
CO
óxido de carbono (II)
4  2
C O2
óxido de carbono (IV)
24
Sistema Clásico
El Sistema Clásico, que todavía se utiliza
bastante, toma en consideración a los óxidos de
no metales que pueden reaccionar con agua para
formar ácidos. Estos óxidos de no metal (óxidos
ácidos) se nombran como anhídridos.
– Ejemplo:
CO2  H 2O  H 2CO3
anhídrido
carbónico
agua
ácido carbónico
25
Valencia de no-metales para formar
anhídridos
A continuación se presenta una tabla en la que se indican
cuáles son los no metales que pueden formar anhídridos y
sus correspondientes números de oxidación.
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
B
C
N
+3
+4
+3,+5
Si
P
S
Cl
+4
+3,+5
+2,+4
+1,+3,+5,+7
As
Se
Br
+3,+5
+2,+4
+1,+5
Sb
Te
I
+3,+5
+2,+4
+1,+5,+7
26
Valencia de no-metales para formar
anhídridos
Como el no metal puede presentar distintas valencias, se
hace necesario distinguir con nombres diferentes los
distintos tipos de combinaciones.
Esto se indica en el siguiente cuadro.
Valencia del
no metal
Nombre del
anhídrido
1ó2
Hipo____oso
3ó4
____oso
5ó6
____ico
7
per____ico
27
Valencia de no-metales para formar
anhídridos
En el caso del C y Si (valencia +4) y del boro (valencia +3)
se les da exclusivamente la terminación –ico.
Los anhídridos se nombran 1) con la palabra anhídrido y 2)
con la terminación correspondiente de acuerdo con su
valencia.
– Ejemplos
• Anhídrido brómico
• Anhídrido sulfuroso
• Anhídrido peryódico
5
2
Br O  Br2O5
4
2
7
2
S O  S 2O4  SO2
I O  I 2O7
28
Anhídridos
3
•
Anhídrido bórico
2
B O  B2O3
Dada la fórmula del anhídrido decir su nombre.
–
–
Br2O3
a. Se reconoce que es un anhídrido porque tiene un no metal (el
Br) y el oxígeno.
b. Para calcular la valencia del no metal se procede así: Se
multiplica 3 que es el subíndice del oxígeno) por – 2 (que es su
valencia). El producto, con signo cambiado, se divide entre el
subíndice del nometal que es 2. O sea: +6 ÷ 2 = 3.
c. Como el no metal funciona con valencia +3 ke corresponderá
la terminación –oso. El nombre final es anhídrido bromoso.
SO3
a. Es un anhídrido ya que posee el no metal S y oxígeno.
b. Valencia del no metal: 3 x –2 = -6; +6 ÷ 1 = 6
29
Anhídridos
Como tiene valencia +6 le corresponde la terminación –ico.
El nombre final es anhídrido sulfúrico.
Br2O7
a. Es un anhídrido.
b. Valencia del no metal: 7 x –2 = -14; 14 ÷ 2 = 7
c. El nombre final es anhídrido perbrómico.
CO2
a. Es un anhídrido.
b. Valencia del no metal: 2 x –2 = -4; +4 ÷ 1 = 4
c. El nombre final es anhídrido carbónico.
c.
•
•
Algunos compuestos binarios de dos no metales tienen
nombres comunes, como agua para H2O y amoníaco para
NH3 (el amoníaco es una excepción a la regla general de
que la parte más positiva se escribe primero).
30
Compuestos binarios de metal con
no-metal
Hay dos tipos de metales que debemos considerar:
– Metales con número de oxidación fijo (solamente uno).
– Metales con número de oxidación variable (más de uno).
Metales con número de oxidación fijos.
Los metales con número de oxidación fijo (constantes) son
los de los grupos IA y IIA, además del Al, Zn, Ag.
Los nombres de estos compuestos se escriben como
aparecen en los siguientes ejemplos, sin usar ningún
prefijo.
31
OXIDOS
•
•
•
•
•
•
KI
Ag2S
CaF2
BaO
MgH2
Ca3N2
yoduro de potasio
sulfuro de plata
fluoruro de de calcio
óxido de bario
hidruro de magnesio
nitruro de calcio
Metal + oxígeno
óxido
Metales con número de oxidación variable
De una manera práctica se puede decir, que excepto para
los metales IA, IIA, Al, Zn y Ag, todos los demás tienen
número de oxidación variable.
Si el metal tiene número de oxidación variable, esto debe
ser indicado en su nombre.
32
OXIDOS
Hay dos sistemas que se deben considerar:
– Sistema clásico: Se utiliza para metales con dos
estados de oxidación. Usa el sufijo –oso para el menor
estado de oxidación e –ico para el mayor.
• También usa los nombres latinos ferroso y férrico
para el hierro.
• Cúproso y cúprico para el cobre.
• Estannoso y estánnico para el estaño.
• Plumboso y plúmbico para el plomo.
• Hay muchas desventajas en este sistema ya que el
nombre no hace referencia al número de oxidación
real del metal, sino únicamente si usa el más bajo o
más alto.
33
OXIDOS
– Sistema Stock o Sistema Numeral Romano: Es un
sistema más preciso, ya que se indica el número de
oxidación real del metal con números romanos entre
paréntesis inmediatamente después del nombre del
metal. El sistema estequiométrico prácticamente no se
usa en este tipo de compuestos.
• Considere los siguientes ejemplos de los nombres de
algunos cationes comunes utilizando ambos sistemas.
– Cu+ = cuproso
o
cobre (I)
– Cu+2 = cúprico
o
cobre (II)
– Fe+2 = ferroso
o
hierro (II)
– Fe+3 = férrico
o
hierro (III)
Dada la fórmula del compuesto binario
establecer su nombre:
34
OXIDOS
Fórmula
Sistema Clásico
Sistema Stock
Fe+3 + O–2
Fe2O3
Óxido férrico
Óxido de hierro (III)
Pt+2 + O–2
Pt2O2  PtO
Óxido platinoso
Óxido de platino (II)
Óxido estannoso
Óxido de estaño (II)
Sn+2 + O–2
Sn2O2  SnO
Cu+2 + Cl –-
CuCl2
Cloruro cúprico
Cloruro de cobre (II)
Hg+2 + Br –-
HgBr2
Bromuro mercúrico
Bromuro de mercurio (II)
Au+3 + S–2
Au 2S3
Sulfuro áurico
Sulfuro de oro (III)
Fosfuro titánico
Fosfuro de titanio (IV)
No tiene
Cloruro de manganeso (II)
Ti+4 + P–3
Mn+2 + Cl –-
Au3P4
MnCl2
35
Otros compuestos que se nombran
como binarios
Hay otros pocos compuestos que toman la
terminación –uro al igual que los compuestos
binarios. Ejemplo:
– Compuestos de amonio (NH4+ ). En estos el ion amonio
actúa como un simple ion metálico.
– (NH4)+ + S-2
(NH4)2S , sulfuro de amonio
• (NH4)+ + ClNH4Cl , cloruro de amonio
– Cianuros (CN - ). Aquí el ion cianuro actúa como
simple anión de un no metal. Ejemplo:
• Na+ + CN• Cu+2 + (CN)cobre (II)
NaCN
cianuro de sodio
Cu(CN)2 , cianuro cúprico o cianuro de
36
Acidos Binarios
Las sustancias que producen H+ en solución son ácidos.
Un compuesto binario formado de hidrógeno con un
elemento más electronegativo (no metal) puede actuar
como un ácido binario.
Por ejemplo cuando el gas cloruro de hidrógeno (HCl) es
puesto en solución acuosa, forma ácido clorhídrico.
HCl( g ) 
 HCl( ac )
H 2O
cloruro de
hidrógeno
ácido clorhídrico
37
Ejemplos:
Compuesto
Nombre
Nombre del ácido
formado en solución
acuosa
H + + Br -
HBr
Bromuro de hidrógeno
Ácido bromhídrico
H + + S -2
H2S
Sulfuro de hidrógeno
Ácido sulfhídrico
H + + CN -
HCN
Cianuro de hidrógeno
Ácido cianhídrico
38
Hidróxidos
Estos son compuestos que contienen el grupo OH-.
Son comúnmente llamados bases, álcalis, o simplemente
hidróxidos.
Para escribir la fórmula correcta debe recordarse que el
grupo OH- tiene una carga de – 1.
Fórmula
Nombre
Hidróxido de sodio
Na+ + OH -
Hidróxido de calcio
Ca+2 + (OH) -
Ca(OH)2
Hidróxido de hierro (III)
Fe+3 + (OH) -
Fe(OH)3
Hidróxido de estaño (IV)
Sn+4 + (OH) -
Sn(OH)4
NaOH
39
Acidos Ternarios y sus Sales
Esquema general de la fórmula de un oxácido
O
hidrógeno no metal oxígeno
− Ejemplo:
H 2CO3
HO
C
OH
Esquema general de la fórmula de una oxisal
metal no metal oxígeno
O
Na+ Ox
− Ejemplo:
Na 2CO3
C
O- Na+
x
40
Reglas para determinar nombres de
oxácidos y oxianiones
Estado de oxidación
del átomo central
Nombre del
ácido
Nombre del
oxianión
1o2
Hipo – oso
Hipo – ito
3o4
- oso
- Ito
5o6
- ico
- ato
Per - ico
Per - ato
7
41
Estados de oxidación del átomo central
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
B
C
N
+3
+4
+3,+5
Si
P
S
Cl
+4
+3,+5
+4,+6
+1,+3,+5,+7
As
Se
Br
+3,+5
+4,+6
+1,+5
Sb
Te
I
+3,+5
+4,+6
+1,+5,+7
42
Formación de oxácidos
Los oxiácidos se forman cuando reacciona un anhídrido
con agua.
La nomenclatura más utilizada corresponde al “Sistema
Clásico”.
Ejemplo:
CO2  H 2O  H 2CO3
anhídrido
carbónico
agua
ácido carbónico
43
1
HCO
3
Acido carbónico y bicarbonatos
2 4 6  0
1 4 2
H 2 C O3
ácido carbónico


Ca  H C O3 



2
2
2
2 8 12  0
1 4 2
bicarbonato de calcio
carbonato hidrogenado de calcio
carbonato ácido de calcio
1
1
1 4 6  0
1 4 2
Na H C O3
bicarbonato de sodio
carbonato hidrogenado de sodio
carbonato ácido de sodio


Al  H C O3 



3
3
3
3 12 18  0
1 4 2
bicarbonato de aluminio
carbonato hidrogenado de aluminio
carbonato ácido de alumin io
44
2
Carbonatos  CO3 
2
1


Fe2  C O3 



3
6
3
4 6  0
4 2
Na2 C O3
carbonato de sodio
12 18  0
4  2
carbonato férrico
carbonato de hierro (III)
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
B
+3
C
+4
N
+3,+5
Si
+4
P
+3,+5
S
+4,+6
Cl
+1,+3,+5,+7
As
+3,+5
Se
+4,+6
Br
+1,+5
Sb
+3,+5
Te
+4,+6
I
+1,+5,+7
45
Ácido nitroso
El ácido nitroso se forma cuando reacciona el anhídrido
nitroso con agua.
3
1 3 4  0
1 3 2
2
N 2 O3  H 2O  H N O2
anhídrido
nitroso
agua
ácido nitroso
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
B
+3
C
+4
N
+3,+5
Si
+4
P
+3,+5
S
+4,+6
Cl
+1,+3,+5,+7
As
+3,+5
Se
+4,+6
Br
+1,+5
Sb
+3,+5
Te
+4,+6
I
+1,+5,+7
46
Nitritos
NO -12


Cu  N O2 



2
2
2
1 3 4  0
1 3 2
Na N O2
nitrito de sodio
6 8  0
3 2
nitrito cúprico
nitrito de cobre (II)
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
B
+3
C
+4
N
+3,+5
Si
+4
P
+3,+5
S
+4,+6
Cl
+1,+3,+5,+7
As
+3,+5
Se
+4,+6
Br
+1,+5
Sb
+3,+5
Te
+4,+6
I
+1,+5,+7
47
Ácido nítrico
El ácido nítrico se forma cuando reacciona el anhídrido
nítrico con agua.
5
1 5 6  0
1 5 2
2
N 2 O5  H 2O  H N O3
agua
anhídrido
nítrico
IIIA
IVA
VA
B
+3
C
+4
N
+3,+5
Si
+4
ácido nítrico
VIA
VIIA
P
+3,+5
S
+4,+6
Cl
+1,+3,+5,+7
As
+3,+5
Se
+4,+6
Br
+1,+5
Sb
+3,+5
Te
+4,+6
I
+1,+5,+7
48
Nitratos
-1
NO
 3


Au  N O3 



3
3
3
1 5 6  0
1 5 2
Na N O3
nitrato de sodio
15 18  0
5  2
nitrato áurico
nitrato de oro (III)
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
B
+3
C
+4
N
+3,+5
Si
+4
P
+3,+5
S
+4,+6
Cl
+1,+3,+5,+7
As
+3,+5
Se
+4,+6
Br
+1,+5
Sb
+3,+5
Te
+4,+6
I
+1,+5,+7
49
Ácido fosforoso
El ácido fosforoso se forma cuando reacciona el anhídrido
fosforoso con 3 moléculas agua.
Lo mismo ocurre con los oxácidos de arsénico (As) y antimonio
3 3 6  0
(Sb).
3 2
1 3 2
P2 O3  3H 2O  2 H 3 P O3
anhídrido
fosforoso
agua
ácido fosforoso
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
B
+3
C
+4
N
+3,+5
Si
+4
P
+3,+5
S
+4,+6
Cl
+1,+3,+5,+7
As
+3,+5
Se
+4,+6
Br
+1,+5
Sb
+3,+5
Te
+4,+6
I
+1,+5,+7
50
Fosfitos  PO 
-3
3


Hg3  P O3 



2
6
2
3 3 6  0
1 3 2
Li3 P O3
fosfito de litio
6 12  0
3 2
fosfito mercúrico
fosfito de mercurio (II)
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
B
+3
C
+4
N
+3,+5
Si
+4
P
+3,+5
S
+4,+6
Cl
+1,+3,+5,+7
As
+3,+5
Se
+4,+6
Br
+1,+5
Sb
+3,+5
Te
+4,+6
I
+1,+5,+7
51
Ácido fosfórico
El ácido fosfórico se forma cuando reacciona el anhídrido
fosfórico con 3 moléculas agua.
Lo mismo ocurre con los oxácidos de arsénico (As) y
antimonio (Sb).
3 5 8 0
5 2
1 5 2
P2 O5  3H 2O  2 H 3 P O4
agua
anhídrido
fosfórico
IIIA
IVA
VA
B
+3
C
+4
N
+3,+5
Si
+4
ácido fosfórico
VIA
VIIA
P
+3,+5
S
+4,+6
Cl
+1,+3,+5,+7
As
+3,+5
Se
+4,+6
Br
+1,+5
Sb
+3,+5
Te
+4,+6
I
+1,+5,+7
52
-3
PO
 4
Fosfatos
3 5 8 0
3 5 2
3 5 8  0
1 5 2
Al P O4
Li3 P O4
fosfato de aluminio
fosfato de litio
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
B
+3
C
+4
N
+3,+5
Si
+4
P
+3,+5
S
+4,+6
Cl
+1,+3,+5,+7
As
+3,+5
Se
+4,+6
Br
+1,+5
Sb
+3,+5
Te
+4,+6
I
+1,+5,+7
53
Fosfato hidrogenado  HPO  y
dihidrogenado  H PO 
-2
4
-1
4
2
H 3 PO 4
ácido fosfórico
1
1
-H +
-1
2
4
fosfato dihidrogenado
fosfato diácido
H PO
2 5 8 0
1 5 2
Na H 2 P O4
fosfato dihidrogenado de sodio
fosfato diácido de sodio
-H +
HPO -24
fosfato hidrogenado
fosfato ácido
2
1
1 5 8 0
1 5 2
Na2 H P O4
fosfato hidrogenado de sodio
fosfato ácido de sodio
54
Acidos y oxisales con halógeno como
elemento central
 1 1  2  0
 1 1  2
H Cl O
ácido hipocloroso
VIA
1
1
1 2  0
 1 2
Na Cl O
hipoclorito de sodio
Estado de
oxidación del
átomo central
Nombre del
ácido
Nombre del
oxianión
1o2
Hipo – oso
Hipo – ito
3o4
- oso
- Ito
Br
+1,+5
5o6
- ico
- ato
I
+1,+5,+7
7
Per - ico
Per - ato
IIIA
IVA
VA
VIIA
B
+3
C
+4
N
+3,+5
Si
+4
P
+3,+5
S
+4,+6
Cl
+1,+3,+5,+7
As
+3,+5
Se
+4,+6
Sb
+3,+5
Te
+4,+6
55
Acidos y oxisales con halógeno como
elemento central
1 3 4  0
1 3 2
1 3 4  0
1 3 2
H Cl O2
Na Cl O2
ácido cloroso
clorito de sodio
Estado de
oxidación del
átomo central
Nombre del
ácido
Nombre del
oxianión
1o2
Hipo – oso
Hipo – ito
3o4
- oso
- Ito
5o6
- ico
- ato
Per - ico
Per - ato
7
56
Acidos y oxisales con halógeno como
elemento central
1 5 6  0
1 5 2
1 5 6  0
1 5 2
H Cl O3
Na Cl O3
ácido clórico
clorato de sodio
Estado de
oxidación del
átomo central
Nombre del
ácido
Nombre del
oxianión
1o2
Hipo – oso
Hipo – ito
3o4
- oso
- Ito
5o6
- ico
- ato
Per - ico
Per - ato
7
57
Acidos y oxisales con halógeno como
elemento central
1 7 8  0
1 7 2
1 7 8  0
1 7 2
Na Cl O4
H Cl O4
perclorato de sodio
ácido perclórico
Estado de
oxidación del
átomo central
Nombre del
ácido
Nombre del
oxianión
1o2
Hipo – oso
Hipo – ito
3o4
- oso
- Ito
5o6
- ico
- ato
Per - ico
Per - ato
7
58
Sales Mixtas
Si una sal contiene dos cationes, el que tiene la carga más
baja se escribe primero y se nombra después del anión; de
otra manera la nomenclatura es la misma como para otras
salels.
Ejemplo:
1 2 5 8 0
1 2 5 2
K Ca P O4
fosfato de potasio y calcio
 126 1620 
Na2 Ca  S O4 



2
2
1
2
2
sulfato de disódico de calcio
59
Utilización de la tabla periódica para
determinar nombres y fórmulas
A partir de las reglas de nomenclatura estudiadas y con los
conocimientos de la tabla periódica y estructura atómica,
se debe porder deducir correctamente nombres y fórmulas
de otras sustancias menos comunes.
Ejemplo: determinar el nombre de la fórmula KMnO4
25
Mn
7,6,4,2,3
 1 7 8  0
1 7
2
K Mn O4
¿?
17

Cl
1,3,5,7
Permanganato de potasio
60
61