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FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
María Irene Vera
Contenidos: La fórmula química. Tipos de fórmulas Número de oxidación.
Formulación y nomenclatura química inorgánica. Normativa IUPAC y tradicional.
Compuestos binarios y ternarios.
INTRODUCCIÓN
Sabemos que toda la materia existente es el resultado de combinaciones de los
elementos de la Tabla Periódica. Actualmente se conocen millones de compuestos
químicos y cada uno de ellos tiene un nombre que lo identifica.
A muchos compuestos se les dieron nombres comunes antes que se conocieran sus
composiciones, por ejemplo: agua, azúcar, sal. A lo largo de los años, los químicos
diseñaron un sistema adecuado para nombrar las sustancias químicas. Un nombre
sistemático revela los elementos presentes en un compuesto y, en algunos casos, cómo
están dispuestos los átomos. La nomenclatura sistemática de los compuestos recibe el
nombre de nomenclatura química y sigue un conjunto de reglas.
En 1921, se reunieron por primera vez, un grupo de químicos que pertenecían a la
Comisión de Nomenclatura de Química Inorgánica de la IUPAC (Asociación
Internacional de Química Pura y Aplicada) y desarrollaron reglas para nombrar a los
compuestos inorgánicos. Estas reglas son revisadas y actualizadas periódicamente.
Las normas que propone la IUPAC no son obligatorias en sentido estricto, pero es
recomendable ajustarnos cada vez más a ellas e ir abandonando otros sistemas de
nomenclatura más antiguos aun vigentes. Con la ayuda de algunas reglas nemotécnicas
aprenderás a escribir y nombrar los compuestos inorgánicos siguiendo las normas de la
IUPAC, pero como las otras nomenclaturas están muy arraigadas ( pero en desuso en
textos científicos), también las presentaremos en algunos casos.
LA FÓRMULA QUÍMICA. TIPOS DE FÓRMULAS
La composición de un compuesto está dada por su fórmula química. Composición
significa no solo los elementos presentes sino también la proporción en la cual se
combinan los átomos. Hay tres tipos principales de fórmulas químicas: a) fórmula
empírica; b) fórmula molecular y c) fórmula estructural.
Las fórmulas químicas que indican los tipos de átomos y el número real de cada uno
en una molécula, se denominan fórmulas moleculares. Ejemplo: H2, O2, O3, H2O. Los
subíndices numéricos, indican la cantidad de átomos de cada elemento presentes en una
molécula. Se omite el subíndice “ uno” de las fórmulas. La fórmula molecular de una
sustancia muestra su composición pero no muestra la forma en que están unidos sus
átomos Las fórmulas moleculares son las fórmulas verdaderas de las moléculas.
Las fórmulas que solo indican el menor número relativo de átomos de cada tipo en
una molécula se llaman fórmulas empíricas. Estas nos indican cuáles elementos están
presentes y la relación mínima, en números enteros entre sus átomos, pero no indica,
necesariamente el número real de átomos en una molécula determinada. La palabra
“empírica” significa que se deriva de un experimento, es decir se determinan
experimentalmente. Los subíndices de una fórmula empírica siempre son las
proporciones enteras más pequeñas.
Ejemplo: Fórmula molecular del peróxido de hidrógeno: H2O2; fórmula empírica: HO,
nos indica que el hidrógeno y el oxígeno están presentes en una proporción 1 : 1. Esta
proporción se mantiene sea cual sea el tamaño de la muestra. Para muchas sustancias la
fórmula molecular y la empírica son idénticas, como en el caso del agua.
La fórmula estructural de una sustancia muestra la forma en que se unen los átomos,
representándolos por sus símbolos químicos y empleando líneas para representar los
enlaces que mantienen unidos a los átomos.
Generalmente, la fórmula estructural, no representa la geometría real de la molécula, a
veces se escriben las fórmulas estructurales como un dibujo en perspectiva, dando así
mejor idea de la forma tridimensional.
Ejemplo:
O
H

H
H
OO

Agua
H
Peróxido de hidrógeno
Siempre que conozcamos la fórmula molecular de un compuesto podremos determinar
su fórmula empírica, en cambio lo opuesto no se cumple, ya que necesitamos más
información. Ciertos métodos de analizar sustancias, sólo conducen a la fórmula
empírica, y una vez conocida la fórmula empírica, experimentos adicionales pueden
proporcionar la información necesaria para convertir la fórmula empírica en la
molecular. Hay sustancias, como el carbono, que no existen como moléculas aisladas;
su símbolo químico, C , es su fórmula empírica.
Las fórmulas de los compuestos iónicos siempre son las mismas que sus fórmulas
empíricas, debido a que los compuestos iónicos no están formados por unidades
moleculares discretas. En el NaCl existe una relación entre cationes y aniones de 1 : 1,
de forma que el compuesto es eléctricamente neutro. NaCl es la fórmula empírica del
cloruro de sodio. Este mismo número de iones Na + y Cl - están acomodados en una red
tridimensional en la que cada ion sodio es atraído por los seis iones Cl – que le rodean y
viceversa. En los compuestos iónicos, los cationes y aniones se acomodan de tal forma,
que el compuesto resulta eléctricamente neutro. Para que esto sea así, la suma de las
cargas del catión y del anión de cada unidad de fórmula debe ser igual a cero. En la
fórmula de un compuesto iónico no se muestra la carga del catión ni del anión.
Para obtener información acerca de una sustancia dada, necesitamos conocer su
fórmula química y su nombre. Cuando eran pocos los compuestos conocidos, era
posible memorizar sus nombres, muchos de los cuales se derivaban de su aspecto físico,
de sus propiedades, de su origen o de sus aplicaciones. Por ejemplo: leche de magnesia,
gas hilarante, piedra caliza, sosa cáustica, lejía, polvo para hornear, etc. La asignación
de nombres a las sustancias, se denomina nomenclatura química, del latín nomen:
nombre y calare: llamar. Si cada una de las 10 millones de sustancias conocidas, tuviera
un nombre especial, independiente de todos los demás, sería muy complicado
nombrarlas. Por eso para la mayor parte de las sustancias, nos apoyamos en un conjunto
sistemático de reglas que nos llevan a un nombre único para cada sustancia, en base a su
composición.
NÚMERO DE OXIDACIÓN
El concepto de número de oxidación o estado de oxidación permite describir y
manejar a los compuestos iónicos y covalentes con el mismo modelo ya que consideran
que los compuestos iónicos, y también los covalentes (exceptuando especies
moleculares como O2, Cl2, P4, S8, etc.) son iónicos. No importa si en realidad el
compuesto contiene iones.
El número de oxidación de un átomo es la carga que resulta cuando se asignan los
electrones de un enlace covalente al átomo más electronegativo. Es la carga que un
átomo poseería si el enlace fuera iónico.
Al átomo de estroncio, en el SrCl2 (compuesto iónico) y al átomo de carbono en el CO
(compuesto covalente) se le asignan números de oxidación de +II. En el HCl el número
de oxidación del H es +1 y el del Cl es - 1 . Se escribe el signo delante del número para
distinguirlos de las cargas eléctricas reales. Los números de oxidación no corresponden
a cargas reales de los átomos, excepto en el caso de las sustancias iónicas simples; se los
determina siguiendo una serie de reglas:
a) El número de oxidación de los átomos de un elemento en su forma elemental
(H2, O2, O3, P4, etc.) es cero
b) El número de oxidación de un ion monoatómico es igual a su carga. Por
ejemplo, el número de oxidación del ion Na+ es +I y el del ion S2- es –II.
c) El número de oxidación del hidrógeno es +I cuando se combina con un elemento
más electronegativo, por ejemplo en H2O, NH3, HCl.
d) El número de oxidación del hidrógeno es –I cuando se combina con un
elemento menos electronegativo, por ejemplo LiH, NaH, CaH2 (hidruros).
e) Los elementos de los grupos IA y IIA forman compuestos en los que los átomos
de metal tienen números de oxidación de +I y +II respectivamente.
f) El oxígeno, en sus compuestos tiene número de oxidación –II, con excepción de
los peróxidos (número de oxidación –I) y superóxidos ( - ½ ).
g) Los elementos del grupo VIIA tienen número de oxidación –I cuando el átomo
se enlaza con un elemento menos electronegativo
h) En los compuestos binarios (dos elementos distintos), al elemento con mayor
electronegatividad se le asigna un número de oxidación igual a su carga en
compuestos iónicos simples del elemento.
i) La suma de los números de oxidación es igual a cero para un compuesto
eléctricamente neutro
j) La suma de los números de oxidación en un ion poliatómico es igual a la carga
global.
Al formular un compuesto, te será de mucha utilidad recordar estas reglas y el
siguiente orden de electronegatividades, ya que la IUPAC recomienda que al
escribir fórmulas químicas los elementos se escriban en orden creciente de
electronegatividades, es decir, siempre se colocará más a la izquierda el elemento
menos electronegativo.
Metales 
H

otros no metales

O

F
FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA QUÍMICA INORGÁNICA.
Sustancias simples.
Son aquellas sustancias cuyas moléculas están formadas por átomos idénticos. En el
caso de elementos que son gases, suelen encontrarse en forma diatómica (N 2, H2, O2). A
veces ciertos elementos se presentan en agrupaciones de distinto número de átomos, son
las formas alotrópicas del elemento,( O2, O3). Otras sustancias simples forman redes de
un gran número de átomos. Tal es el caso de los metales (en los que existe el enlace
metálico) y de otras sustancias simples como el grafito, el diamante, el silicio, etc. Estas
sustancias se representan mediante el símbolo del elemento; es decir, el símbolo Al,
representa un elemento, pero también la sustancia simple: el metal aluminio. Con el
símbolo Sb representamos el elemento antimonio y también el metaloide antimonio.
Los gases nobles son gases monoatómicos y se representan mediante el símbolo del
elemento: He, Ne, Ar, Kr, Xe.
Nomenclatura Sistemática
Se usan prefijos (di, tri, tetra, etc.) delante del nombre del elemento para indicar la
cantidad de átomos que forman la molécula. Ejemplo:
Elemento
H2
F2
Cl2
I2
N2
O2
O3
P4
S8
Nombre trivial
hidrógeno
fluor
cloro
yodo
nitrógeno
oxígeno
ozono
fósforo blanco
azufre lambda
Nombre sistemático
dihidrógeno
difluor
dicloro
diyodo
dinitrógeno
dioxígeno
trioxígeno
tetrafósforo
ciclo-octaazufre
COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO
El hidrógeno tiene un comportamiento particular: puede ceder fácilmente su único
electrón pero también puede aceptar un electrón de otro átomo y adquirir la
configuración electrónica del helio. De acuerdo con este comportamiento, en sus
combinaciones binarias, a veces actúa con número de oxidación +I y otras veces, con
número de oxidación –I .
HIDRÁCIDOS
Son combinaciones del hidrógeno con fluor, cloro, bromo, yodo, azufre, selenio y
teluro. Estos compuestos al disolverse en agua dan soluciones ácidas. En ellos el
hidrógeno representa la parte más electropositiva (número de oxidación +I) por lo tanto,
los elementos con los que se combina actuarán con número de oxidación negativo.
Para formular un hidrácido se escriben los símbolos de los elementos en orden creciente
de electronegatividades (primero el hidrógeno y luego el otro no metal) y si es
necesario, se escriben subíndices numéricos para lograr que la suma de los números de
oxidación sea cero.
Para nombrarlos primero se nombra el elemento más electronegativo, terminado en uro
y finalmente se dice de hidrógeno.
(raiz del nombre del elemento) uro de hidrógeno
En solución acuosa en cambio se sigue el siguiente esquema:
Ácido (raíz del nombre del elemento) hídrico
En el siguiente cuadro, te presentamos las fórmulas y los nombres de todos los
hidrácidos.
Fórmula
HF
HCl
HBr
HI
H2S
H2Se
H2Te
nombre sistemático
fluoruro de hidrógeno
cloruro de hidrógeno
bromuro de hidrógeno
yoduro de hidrógeno
sulfuro de hidrógeno
seleniuro de hidrógeno
telururo de hidrógeno
(en solución acuosa)
ácido fluorhídrico
ácido clorhídrico
ácido bromhídrico
ácido yodhídrico
ácido sulfhídrico
ácido selenhídrico
ácido telurhídrico
HIDRUROS METÁLICOS.
Son combinaciones del hidrógeno (actúa con número de oxidación -I) con los metales
(número de oxidación positivo).La clasificación de hidruros es muy amplia y escapa los
alcances de este libro, pero desde el punto de vista de la formulación, no hay diferencias
entre unos y otros.
Para formular, se escribirá primero el símbolo del metal (más electropositivo) y a
continuación el símbolo del hidrógeno (más electronegativo) y cuando sea necesario se
agregarán subíndices para compensar los números de oxidación.
Para nombrarlos se sigue la siguiente secuencia:
Hidruro de .......(nombre del elemento)
Ejemplos:
LiH hidruro de litio
NaH hidruro de sodio
KH hidruro de potasio
CsH hidruro de cesio
MgH2 hidruro de magnesio
CaH2 hidruro de calcio
BaH2 hidruro de bario
PbH4 tetrahidruro de plomo
COMBINACIONES BINARIAS DEL OXÍGENO
ÓXIDOS BÁSICOS
Son combinaciones del oxígeno con los metales. El oxígeno actúa con número de
oxidación -II . Para formular, siguiendo las recomendaciones de la IUPAC, se escribe
primero el símbolo del metal y luego el del oxígeno y se agregan los subíndices
necesarios a la derecha de los símbolos de tal manera de compensar los números de
oxidación y lograr que la suma algebraica de los mismos sea igual a cero.
Ejemplo: Li2O
MgO
Al2O3
SnO2
ÓXIDOS ÁCIDOS
Son combinaciones del oxígeno con no metales o con metales de transición en estados
de oxidación superiores. Por ser el oxígeno el segundo elemento más electronegativo,
los no metales actuarán con número de oxidación positivo. Por tanto para formular
óxidos ácidos, se escribirá primero el símbolo del no metal o metal de transición y a
continuación el símbolo del oxígeno. Luego, de ser necesario, se agregarán subíndices a
la derecha de los símbolos de tal manera de lograr la compensación de números de
oxidación. haciendo que la suma algebraica de los mismos sea igual a cero
Ejemplos:
N2O
NO
N2O3
NO2
N2O5
Nomenclaturas Sistemáticas
La IUPAC propone dos nomenclaturas para los óxidos y no distingue por su nombre un
óxido básico de un óxido ácido, éstas son: a) Nomenclatura Estequiométrica y b)
Nomenclatura de Stock.
En la “nomenclatura estequiométrica” se emplean prefijos griegos: mono, di, tri,
tetra, etc. para indicar las proporciones en que se encuentran los elementos en una
fórmula. El prefijo mono puede omitirse si no es necesario y no se indica delante del
nombre del metal o el no metal.
Si el elemento metálico tiene un único estado de oxidación, no es necesario usar
prefijos.
Ejemplos:
Na2O óxido de sodio
CaO óxido de calcio
FeO
monóxido de hierro
Fe2O3 trióxido de dihierro
En el caso que el metal o no metal posea más de un estado de oxidación, cuando actúe
con +I puede omitirse el prefijo mono delante de la palabra óxido
Ejemplos:
Cu2O óxido de dicobre
CuO monóxido de cobre
N2O óxido de dinitrógeno
NO monóxido de nitrógeno
El Sistema de Stock (o Numerales de Stock) nombra a los óxidos indicando la
valencia del elemento, en números romanos y entre paréntesis inmediatamente después
del nombre. Si en el compuesto interviene un elemento cuya valencia es constante, no es
necesario indicarlo.
Ejemplos:
Na2O óxido de sodio
Cl2O
óxido de cloro (I)
CaO
óxido de calcio
Cl2O3 óxido de cloro (III)
Cu2O óxido de cobre (I)
Cl2O5 óxido de cloro (V)
CuO
óxido de cobre (II)
Cl2O7 óxido de cloro (VII)
La IUPAC considera no recomendable el sistema de nomenclatura tradicional o
nomenclatura “antigua”, todavía en uso, que emplea sufijos oso o ico para indicar que
el elemento combinado con el oxígeno actúa con el menor o el mayor número de
oxidación respectivamente.
Utilizaremos preferentemente la nomenclatura de Stock para óxidos básicos y la
nomenclatura estequiométrica para óxidos ácidos.
Nomenclatura Tradicional
Óxidos Básicos
Para metales con un único estado de oxidación se nombran con la siguiente secuencia:
Óxido de ...( nombre del elemento)
Ejemplo:
K2O óxido de potasio
SrO óxido de estroncio
Al2O3 óxido de aluminio
Para metales con dos estados de oxidación se los distingue empleando sufijos: oso para
el menor estado de oxidación; ico para el mayor estado de oxidación.
Óxido (raíz del nombre del elemento)
oso (menor estado de oxidación)
ico (mayor estado de oxidación)
Cu2O
CuO
SnO
SnO2
óxido cuproso
oxido cúprico
óxido estannoso
óxido estánnico
Óxidos Ácidos
Se los designa como anhídridos, siguiendo la siguiente secuencia:
Cuando el no metal tiene un único estado de oxidación:
Anhídrido...( raíz del nombre del elemento) ico
Ejemplo:
CO2
anhídrido carbónico
B2O3 anhídrido bórico
Cuando el no metal tiene dos estados de oxidación:
oso (menor estado de oxidación)
Anhídrido... (raíz del nombre del elemento)
ico (mayor estado de oxidación)
Ejemplos:
SO2
SO3
anhídrido sulfuroso
anhídrido sulfúrico
En el caso de los halógenos, que tienen cuatro estados de oxidación:
hipo... ( raíz del nombre del elemento) oso
( raíz del nombre del elemento) oso
anhidrido
( raíz del nombre del elemento) ico
per... ( raíz del nombre del elemento) ico
Ejemplos:
Cl2O anhídrido hipocloroso
Cl2O3 anhídrido cloroso
Cl2O5 anhídrido clórico
Cl2O7 anhídrido perclórico
OXOÁCIDOS
Son compuestos con propiedades ácidas que contienen oxígeno en su molécula y
responden a una fórmula general del tipo HaXbOc ; en la que X representa un no metal o
metal de transición en un estado de oxidación elevado, el hidrógeno actúa con estado de
oxidación +I y el oxígeno con número de oxidación +II. Esta fórmula general responde
a la recomendación de la IUPAC, de escribir los símbolos de los elementos de una
fórmula química en orden creciente de sus electronegatividades (el menos
electronegativo a la izquierda).
Para formular correctamente un oxoácido habrá que conocer en primer lugar el estado
de oxidación del átomo X, si es un número impar, corresponderá un número impar de
hidrógenos (subíndice a), y este será 1 (el menor número impar); en caso de que el
estado de oxidación sea un número par, el subíndice a, también será par, en este caso
será 2 (el menor número par). Esto es válido para oxoácidos sencillos.
Por ser el oxígeno el elemento más electronegativo, será el único con estado de
oxidación negativo, por lo tanto los números de oxidación de X y H serán siempre
positivos. Entonces, teniendo en cuenta que la sumatoria de los números de oxidación
debe dar cero, el próximo paso será encontrar el valor del subíndice c del oxígeno, y
éste deberá ser tal que al multiplicar por –II (estado de oxidación del oxígeno)
compense la sumatoria de números de oxidación positivos. Tomemos los oxoácidos del
cloro como ejemplo:
El cloro puede actuar con los siguientes estados de oxidación: -I, +I, +III, +V, +VII. Al
estado de oxidación –I, lo descartamos para oxoácidos por lo explicado en el párrafo
anterior.
Cl (+I)
1) Escribimos el esqueleto de la fórmula: HClO
2) Por tener el cloro un estado de oxidación impar, corresponde un hidrógeno en la
fórmula (el subíndice uno no se indica).
3) Sumamos los números de oxidación positivos:
1 (por el hidrógeno) + 1 (por el cloro)= 2
4) El subíndice que pondremos al oxígeno deberá ser aquel que al multiplicar por
–II (estado de oxidación del oxígeno) iguale a la sumatoria positiva, este subíndice será
uno (que no se indica.)
Por lo tanto la fórmula del oxoácido correspondiente al elemento cloro en su estado de
oxidación +I es: HClO.
Seguimos el mismo razonamiento para el Cl (+III), número de oxidación también
impar, por lo tanto un hidrógeno; la sumatoria de números de oxidación positivos da:
3(por el cloro) + 1 (por el hidrógeno) = 4
El subíndice del oxígeno para compensar este número positivo será 2. El oxoácido
llevará por fórmula HClO2
Siguiendo este procedimiento, obtendremos las siguientes fórmulas para los otros
estados de oxidación del cloro:
Cl (+V) HClO3
Cl (+VII) HClO4
Formulemos ahora, los oxoácidos del azufre:
El azufre puede actuar con números de oxidación: -II; +IV; +VI. Pero podrá formar
oxoácidos sólo con los estados +IV y +VI ( los dos estados de oxidación positivos),
porque el oxígeno, por ser el más electronegativo, será el que actúe con número de
oxidación negativo.
S (+IV)
1) Escribimos el esqueleto de la fórmula del oxoácido: HSO
2) Por ser un número de oxidación par, pondremos dos hidrógenos H2SO
3) Sumamos los números de oxidación positivos:
2 x +1(por los dos hidrógenos) + 4 (por el azufre) = +6
4)El subíndice del oxígeno será tres, ya que al multiplicar por el estado de oxidación del
oxígeno (-II) nos dará -6 y se compensará la sumatoria de estados de oxidación
positivos. Fórmula: H2SO3
S (+VI)
Siguiendo el mismo razonamiento concluiremos que la fórmula del oxoácido
correspondiente a este estado de oxidación del azufre es H2SO4
NOMENCLATURA
Para nombrar los oxoácidos utilizaremos la nomenclatura tradicional admitida como
correcta por la IUPAC y también la nomenclatura sistemática de Stock.
Nomenclatura tradicional
Emplea sufijos -oso, ico- y prefijos -hipo, per -para identificar un determinado estado
de oxidación de un elemento.
Cuando un elemento presenta dos estados de oxidación, se utiliza la terminación oso
para señalar aquel compuesto en que el elemento actúa con el menor número de
oxidación y se emplea la terminación ico para señalar que el elemento considerado está
en el mayor estado de oxidación.
oso ( menor estado de oxidación)
Ácido ...(raíz del nombre del elemento)
ico (mayor estado de oxidación)
H2SO3: ácido sulfuroso; H2SO4 : ácido sulfúrico
Cuando el elemento puede actuar con más de dos estados de oxidación, caso de los
halógenos, se utilizan los prefijos hipo y per.
El prefijo hipo para indicar que el elemento en cuestión está en un estado de oxidación
más bajo que el ácido de referencia (hipo......oso indica menos que......oso).
El prefijo per se ocupa para indicar que el elemento en cuestión tiene un número de
oxidación más alto que el ácido terminado en ico. (per...ico indica más que ....ico).
hipo... ( raíz del nombre del elemento) oso
( raíz del nombre del elemento) oso
ácido
( raíz del nombre del elemento) ico
per... ( raíz del nombre del elemento) ico
HClO ácido hipocloroso
HClO2 ácido cloroso
HClO3 ácido clórico
HClO4 ácido perclórico
Nomenclatura sistemática (de Stock)
En las nomenclaturas sistemáticas se omiten las terminaciones oso, ico , o los prefijos
hipo, per. Al nombrar los oxoácidos se indica el estado de oxidación del átomo central y
el número de átomos de oxígeno(mediante prefijos: mono, di, tri, tetra, etc.), quedando
así, automáticamente fijado el número de átomos de hidrógeno de la molécula. Cuando
el átomo central es un elemento con un único estado de oxidación no es necesario
indicar su estado de oxidación. El prefijo mono puede omitirse.
Se sigue la siguiente secuencia:
(mono, di, tri, etc.) oxo ..raíz del nombre del elemento... ato ( número de oxidación en
numero romano) de hidrógeno
El prefijo mono puede omitirse.
HClO oxoclorato (I) de hidrógeno
HClO2 dioxoclorato (III) de hidrógeno
HClO3 trioxoclorato (V) de hidrógeno
HClO4 tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno
H2SO3 trioxoclorato (IV) de hidrógeno
H2SO4 tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno
La nomenclatura estequiométrica no es tan utilizada,en la práctica , para oxoácidos.
H2SO4 tetraoxosulfato de dihidrógeno
HNO3 trioxonitrato de hidrógeno
CASOS ESPECIALES
Prefijos meta, orto, di.
Hay elementos que presentan más de un ácido en un determinado estado de oxidación.
Cada uno de estos ácidos difieren en la cantidad de agua que contienen (diferente grado
de hidratación). Para nombrarlos se utilizan prefijos:
meta para indicar que el ácido es el que tiene menor contenido en agua
orto para indicar el mayor contenido en agua
di para indicar que el número de átomos del elemento central es dos. En estos casos se
admite el prefijo piro para indicar que estos diácidos se pueden obtener por
calentamiento de los ácidos normales
Para formular la variedad “meta”, se siguen los pasos ya conocidos para oxoácidos.
Podemos formular la variedad “orto”, incorporando una molécula de agua a la forma
“meta”
HBO2 ácido metabórico
+ H2O
H3BO3 ácido ortobórico
Oxoácidos del fósforo
Los ácidos más comunes son el fosfónico (H3PO3)(antes llamado fosforoso) y el
fosfórico (H3PO4). Ambos son ácidos orto, por lo que pueden nombrarse como
ortofosfónico y ortofosfórico.
La existencia del ácido metafosfónico (antes metafosforoso),HPO2, es muy dudosa y el
ácido metafosfórico se encuentra siempre en forma de polímero (HPO3)n
Como regla nemotécnica, vimos que para pasar de la forma “meta” a la “orto”, basta
con incorporar una molécula de agua. Los ácidos del fósforo con estado de oxidación
(+III) serían:
HPO2
ácido metafosfónico
H3PO3
ácido ortofosfónico o ácido fosfónico
+H2O
x2 - H2O
H4P2O5 ácido difosfónico o pirofosfónico
Para pasar de la forma “orto” a la forma “di”, primero se dimeriza y luego se pierde
agua.. Nótese que en la fórmula de la forma “di”, el subíndice del átomo central es dos.
De igual manera podemos obtener las fórmulas de los ácidos del fósforo con estado de
oxidación (+V).
HPO3 ácido metafosfórico
+H2O
H3PO4 ácido ortofosfórico o “fosfórico”
x2 - H2O
H4P2O7 ácido difosfórico o pirofosfórico
IONES
Iones positivos (cationes).
Cuando un átomo pierde electrones de valencia adquiere una carga positiva neta. Los
iones con carga positiva, reciben el nombre de cationes . Los iones que se forman a
partir de un solo átomo se llaman iones monoatómicos.
a) Los cationes que se forman a partir de átomos metálicos tienen el mismo nombre
que el metal.
+
Na : ion sodio; Zn 2+: ion cinc; Al 3+: ion aluminio
b) Si un metal puede formar iones con diferentes cargas, la carga positiva se indica
con un número romano entre paréntesis después del nombre del metal.
Fe2+: ion hierro (II) ; Fe3+ : ion hierro (III); Cu + : ion cobre (I); Cu 2+: ion cobre (II)
La mayor parte de los metales que tienen carga variable son metales de transición.
Método antiguo: Fe 2+: ion ferroso; Fe 3+ ion férrico
c) Los cationes poliatómicos formados a partir de átomos no metálicos, tienen
nombres que terminan en - io NH4 + : ion amonio ; H3O + : ion hidronio.
Iones negativos (aniones)
Se llaman aniones, a las especies químicas cargadas negativamente. Los aniones más
simples son los monoatómicos que proceden de la ganancia de uno o más electrones
por parte de un elemento electronegativo.
a) Los aniones monoatómicos se nombran cambiando la terminación del nombre
del elemento por - uro - . En el caso del oxígeno, la terminación es - ido –
H : ion hidruro ; O 2- : ion óxido ; N 3- : ion nitruro
Algunos aniones poliatómicos sencillos, tienen también nombres que llevan estas
terminaciones
OH : ion hidróxido ; CN . ion cianuro , O 22  : ion peróxido
b) Los aniones poliatómicos que contienen oxígeno, tienen nombres que terminan
en –ato o ito-. Estos aniones se llaman oxoaniones u oxianiones. La terminación
ato indica el mayor estado de oxidación; ito, el menor estado de oxidación.
Se emplean prefijos cuando la serie de oxoaniones de un elemento se extiende a
cuatro miembros, como los halógenos. El prefijo – per – indica un átomo de oxígeno
más que el oxoanión que termina en ato. El prefijo – ito – indica un átomo de
oxígeno menos que el oxoanión que termina en ito.
La mayoría de los aniones poliatómicos se puede considerar que proceden de un
ácido que ha perdido o cedido sus hidrógenos.
c) Los aniones que se obtienen agregando H + a un oxoanión, se designan
agregando como prefijo la palabra hidrógeno o dihidrógeno.
CO3: ion carbonato ; HCO3 - : ion hidrógenocarbonato
PO4 3- : ion fosfato ; H2PO4 - : ion dihidrógenofosfato.
Nomenclatura sistemática
Se sigue la siguiente secuencia:
Ion ....(mono, di, tri, tetra, etc.)oxo(raiz del nombre del elemento)ato(en número
romano y entre paréntesis, el estado de oxidación del elemento). El prefijo mono se
puede omitir.
ClO
ClO2
ClO3
ClO4
ion oxoclorato (I)
ion dioxoclorato (III)
ion trioxoclorato (V)
ion tetraoxoclorato (VII)
Para formular un oxoanión, se siguen los siguientes pasos:
1) Prestar atención al nombre y deducir el estado de oxidación del elemento. El nombre
indicará si se trata de un anión, monoatómico o poliatómico.
2) Escribir el símbolo del elemento seguido del símbolo del oxígeno (de izquierda a
derecha de una fórmula aumenta la electronegatividad).
3) El subíndice que se coloque al oxígeno, deberá ser tal que al multiplicar por – II
(estado de oxidación del oxígeno) supere al menos en una unidad el estado de
oxidación del elemento.
4) La carga del oxoanión será la que resulte del cálculo algebraico y se indica con un
número seguido de un guión.
Ejemplo: formular el ion sulfato
El nombre terminado en ato, indica que es un oxoanión del azufre en su estado de
oxidación más elevado. Escribimos el esqueleto de la fórmula del oxoanión:
SO
Como el azufre tiene estado de oxidación +VI, el subíndice que colocaremos al oxígeno
será cuatro.
Hacemos el cálculo: 4x(-II)(por el oxígeno) + VI (por el azufre) = -2 ; es decir el
oxoanión tendrá dos cargas negativas.
Escribimos el oxoanión: SO42 –
HIDRÓXIDOS
Son compuestos formados por la combinación del ion hidróxido (OH ) con diversos
cationes metálicos. Estos compuestos son también llamados bases, debido al carácter
básico del ion hidróxido (tendencia a reaccionar con iones hidrógeno para formar agua).
Para nombrar los hidróxidos la IUPAC aconseja utilizar la nomenclatura de Stock o la
estequiométrica.
La nomenclatura tradicional emplea las terminaciones oso, ico.
Ejemplo:
Fórmula
NaOH
Ca(OH)2
Fe(OH)3
Fe(OH)2
Al(OH)3
Nomenclatura
de Stock
hidróxido de sodio
hidróxido de calcio
hidróxido de hierro (III)
hidróxido de hierro (II)
hidróxido de aluminio
Nomenclatura
estequiométrica
hidróxido de sodio
dihihidróxido de calcio
trihidróxido de hierro
dihidróxido de hierro
trihidróxido
de
aluminio
Nomenclatura
tradicional
hidróxido de sodio
hidróxido de calcio
hidróxido férrico
hidróxido ferroso
hidróxido
de
aluminio
Cuando el elemento metálico actúa con estado de oxidación +I, no se debe indicar entre
paréntesis el ion hidróxido.
Si el elemento metálico tiene un único estado de oxidación, no es necesario indicarlo
con número romano entre paréntesis (en la nomenclatura de Stock), porque está
sobreentendido.
Utilizaremos preferentemente la nomenclatura de Stock para nombrar hidróxidos.
Para formular un hidróxido a partir de su nombre, bastará con escribir el símbolo del
metal y luego tantos iones hidróxido como sean necesarios para compensar la carga del
ion positivo. En el caso de que sean necesarios dos o más iones hidróxido, habrá que
usar paréntesis e indicar como subíndice la cantidad de iones hidróxido .
Nombre
catión anión fórmula
Hidróxido de potasio K+ OH
KOH
un ion hidróxido compensa la carga del
+
K
Hidróxido de cinc
Zn2+ OH Zn(OH)2 dos iones hidróxido compensan la carga
2+
del Zn
Hidróxido de aluminio Al3+ OH Al(OH)3 tres iones hidróxido compensan la carga
del Al3+
SALES
Sales binarias
Son el resultado de la unión de un catión metálico y un anión monoatómicos. En estos
compuestos, el no metal se presenta en un único estado de oxidación (negativo).
Para formular se escribe primero el catión y luego el anión. Se agregan subíndices para
lograr la electroneutralidad entre las cargas del anión y del catión.
Para nombrarlas se utilizan las nomenclaturas sistemáticas (estequiométrica y de
Stock).
Nomenclatura estequiométrica
Utiliza prefijos: di, tri, etc., para indicar el subíndice del anión o del catión en la
fórmula. Al nombre del no metal se le añade el sufijo uro.
Ejemplos:
CuBr monobromuro de cobre ó bromuro de cobre
CaF2 difluoruro de calcio
FeCl3 tricloruro de hierro
Ni2Si siliciuro de diníquel
Mg3N2 dinitruro de trimagnesio
Nomenclatura de Stock
Se sigue la siguiente secuencia:
(Raíz del nombre del no metal)...uro de (nombre del metal) (número romano entre
paréntesis para indicar el estado de oxidación del metal, cuando corresponda).
Cuando el metal tiene un único estado de oxidación no es necesario indicarlo entre
paréntesis.
Ejemplos:
CaF2 fluoruro de calcio
FeCl2 cloruro de hierro (II)
FeCl3 cloruro de hierro (III)
Mg3N2 nitruro de magnesio
CrB boruro de cromo (III)
La nomenclatura tradicional (ya en desuso) emplea sufijos oso, ico para señalar que el
catión está con su menor o mayor estado de oxidación respectivamente.
Ejemplos:
FeCl2 cloruro ferroso
FeCl3 cloruro férrico
Oxosales
Son compuestos ternarios que resultan de la unión de un oxoanión y un catión. Para
formular el símbolo del metal se escribe a la izquierda del oxoanión. Como las sales son
compuestos sin carga, el número total de cargas aniónicas debe ser igual a la suma total
de cargas catiónicas. Teniendo esto en cuenta resulta sencillo formular cualquier sal.
Para nombrarlas, al nombre del anión se añade el nombre del catión. El nombre
“tradicional”, aceptado por la IUPAC utiliza sufijos ito, ato, para indicar que el
elemento base del anión actúa con el estado de oxidación inferior o superior
respectivamente, en el caso de que el elemento tenga cuatro estados de oxidación se
emplean prefijos hipo, para indicar el menor de todos los estados de oxidación o per,
para indicar el más elevado de todos.
Ejemplos:
NaClO
hipoclorito de sodio
NaClO2 clorito de sodio
NaClO3 clorato de sodio
NaClO4 perclorato de sodio
La nomenclatura sistemática emplea la siguiente secuencia:
Prefijo (mono, di, tri, etc.)oxo(raíz del nombre del no metal)ato (número romano que
indica el estado de oxidación, entre paréntesis, cuando corresponda)de (nombre del
metal) (número romano que indica el estado de oxidación del metal, entre paréntesis,
cuando corresponda).
Ejemplos:
NaClO
NaClO2
NaClO3
NaClO4
monoxoclorato (I) de sodio
dioxoclorato (III) de sodio
trioxoclorato (V) de sodio
tetraoxoclorato (VII) de sodio
Sales Ácidas
Los ácidos con más de un hidrógeno, no los ceden a todos con igual facilidad dando
lugar a la formación de iones (aniones) que todavía contienen átomos de hidrógeno.
Cuando estos “iones ácidos” se unen a cationes metálicos se forman sales que reciben el
nombre de sales ácidas.
Ejemplos:
catión
K+
Cu2+
Fe3+
Na+
Sr2+
Li+
Al3+
K+
Cu2+
anión
HSO4
HSO4
HSO4
H2PO4
H2PO4
HPO42HPO42HS
HS
fórmula
KHSO4
Cu(HSO4)2
Fe(HSO4)3
NaH2PO4
Sr(H2PO4)2
Li2HPO4
Al2 (HPO4)3
KHS
Cu(HS)2
nombre IUPAC
hidrógenosulfato de potasio
hidrógenosulfato de cobre (II)
hidrógenosulfato de hierro (III)
dihidrógenofosfato de sodio
dihidrógenofosfato de estroncio
monohidrógenofosfato de litio
monohidrógenofosfato de aluminio
monohidrógenosulfuro de potasio
monohidrógenosulfuro de cobre (II)
Sales Básicas (hidroxisales)
Contienen el ion hidróxido y otro anión (proveniente de un ácido) junto al catión
metálico. La carga del catión se compensa con las cargas de los dos aniones .
Para nombrarlas, se emplean prefijos para indicar la cantidad de iones hidróxido de la
fórmula y s sigue la siguiente secuencia:
(prefijo)hidroxi (nombre del otro anión) de (nombre del catión)(indicar entre
paréntesis, con número romano el estado de oxidación del metal, cuando
corresponde)
Al formular, se sugiere que el orden en que aparecen los aniones, respete el orden
alfabético.
Ejemplos:
CaCl(OH)
hidroxicloruro de calcio
Al(OH)SO4
hidroxisulfato de aluminio
Pb(NO3)(OH)
hidroxinitrato de plomo (II)
Fe I (OH)
hidroxiyoduro de hierro (II)
Cu2 (OH)2 (SO4)
dihidroxisulfato de cobre (II)
Ca2 (CO3)2 (OH)2 dihidroxicarbonato de calcio
EJERCICIOS
1.-Formular: a) átomo de oxígeno, b) gas oxígeno, c) molécula de oxígeno, d) dibromo,
e) átomo de sodio, f)sodio, g) helio, h) hierro.
2.-Completar la siguiente tabla:
Fórmula
Nombre
bromuro de hidrógeno
CsH
H2Se
tetrahidruro de estaño
ácido clorhídrico
H2Te
SnH4
hidruro de aluminio
fluoruro de hidrógeno
3.-¿Cuáles de las siguientes fórmulas no son correctas?. Indica la correcta en cada caso.
BaH
H3P
HNa
MgH2
ClH
H2Sr
H2Te
KH
4.-Marca con una cruz los nombres que no siguen el criterio de la IUPAC. Escribe al
lado el nombre correcto:
hidruro de teluro
hidruro de calcio
trihidruro de estroncio
seleniuro de hidrógeno
fosfuro de hidrógeno
hidruro de cloro
yoduro de hidrógeno
5.-Completa la siguiente tabla correspondiente a óxidos. Indica los nombres de óxidos
básicos en nomenclatura tradicional y numerales de Stock y los nombres de óxidos
ácidos en nomenclatura tradicional y estequiométrica.
Nota: trabajar con la tabla del ANEXO y en primer término considerar la columna de
clasificación para poder completar el cuadro.
Elemento
sodio
magnesio
aluminio
níquel
cromo
manganeso
boro
carbono
nitrógeno
azufre
bromo
Número
de
oxidación
Fórmula
química
Nomenclatura
tradicional
Nomenclatura
IUPAC
Tipo de
óxido
6.-Completa la siguiente tabla correspondiente a oxoácidos
Elemento
Número
de
oxidación
Fórmula
química
Nomenclatura
tradicional
bromo
azufre
nitrógeno
manganeso
carbono
7.-Completa la siguiente tabla:
NOMBRE
ácido metasilícico
ácido ortosilícico
ácido metaarsenioso
ácido ortoarsenioso
ácido piroarsenioso
ácido metaarsénico
ácido ortoarsénico
ácido diarsénico
ácido dicrómico
FÓRMULA
8.-Completa la siguiente tabla :
Nombre
Ion fosfuro
Ion hierro (III)
Ion hipobromito
Ion tetraoxocromato (VI)
Fórmula
CO32 Se2 Ag+
Ion perclorato
Nomenclatura IUPAC
AsO4 3Ion hidruro
IO3 
Ion cobalto (III)
9.-Completa la siguiente tabla correspondiente a hidróxidos:
Elemento Número
de
oxidación
Fórmula
molecular
Nomenclatura tradicional
Nomenclatura IUPAC
sodio
calcio
cobre
cobalto
10.-Formula las siguientes sales binarias: a) cloruro de potasio, b) sulfuro de disodio,
c)bromuro de cobalto (II), d)cloruro de cromo (III), e)dinitruro de triestroncio.
11.-Nombra las siguientes sales (emplear nomenclatura IUPAC): a) ZnS, b) Al I3, c)
K2Se, d)Mg3P2, e)Ca2Si
12.-Completa la siguiente tabla correspondiente a oxosales:
Elemento N° de
metálico oxidación
Catión
Elemento N° de
no
Oxidametálico ción
litio
(+ I )
nitrógeno
( +V )
calcio
(+II )
bromo
( +VII )
potasio
(+I )
cromo
(+ VI )
aluminio
(+III )
azufre
(+ VI )
hierro
(+III )
carbono
(+ IV )
cobre
(+I )
cloro
(+ I )
Oxo
anión
Fórmula
de la sal
Nombre
Nombre
tradicional IUPAC
estaño
(+II )
mangane
so
(+VII)
7.- Identifica y nombra los siguientes compuestos:
a) NiO, b) SO3, c) HCl, d) Fe(NO3)3 , e)Cr(OH)3 , f) Na2O , g) N2O5, h) AlCl3,
i)Fe(ClO4)2, j)NaH.
Bibliografía
Peterson, W.R. Formulación y Nomenclatura Química Inorgánica. EUNIBAR. España.