Nomenclaturas Inorganicas

1. 1
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA
PRESENTACION
Presentado por:
Liseth Paola Useche Ríos
Ana María Serrano
Presentado A:
Diana Fernanda Jaramillo Cárdenas
Grado
Decimo dos
2016

2. 2
INDICE DE CONTENIDO Pág.
1. Tabla Periodica 3
1.1. Elementos metales 3
1.2. Elementos no metales 3-4
2. Funciones Químicas 5
3. Grupo Funcional 5-6
3.1. Nomenclatura Tradicional 6
3.2. Nomenclatura IUPAC 6
3.3. Nomenclatura STOCK 6
4. Oxidos 6-7
4.1. Funcion Oxido 6
4.2. Oxidos Basicos 7
4.3. Oxidos Acidos 7
5. Nomenclaturas 7-14
5.1. Nomenclatura Stock 7
5.1.2. Ejemplos 8
5.1.2. Ejercicios 8
5.2. Nomenclatura sistemática 9
5.2.1.Ejemplos 9
5.2.2.Ejercicios 11
5.3. Nomenclatura Tradicional 12
5.3.1.Ejemplos 13
5.3.2.Ejercicios 14
6. Hidroxidos 15-19
6.1. Formulacion de Hidroxidos 15-16
6.2. Nomenclaturas 16
6.2.1.Nomenclatura Stock 16
6.3. Nomenclatura Sistematica 17
6.3.1.Ejemplos 17

3. 3
6.3.2.Ejercicios 17
6.4. Nomenclatura Tradicional 18
6.4.1.Ejemplos 18
6.4.2.Ejercicios 19
7. Acidos 19-23
7.1. Propiedades de los Acidos 20
7.2. Acidos Hidracidos 20
7.2.1.Nomenclatura 21
7.2.2.Ejemplos 21
7.2.3.Ejercicios 22
7.3. Acidos Oxacidos 22
7.3.1.Ejemplos 22
7.3.2.Ejercicios 23
8. Sales 24-26
8.1. Ejemplos 25
8.2. Ejercicios 26
9. Reacciones y Ecuaciones Quimicas 27-31
9.1. Reacciones Quimicas 27
9.1.1.Clases de reacciones 28-31
9.2. Ecuaciones químicas 32-38
10. Bibliografias 39

4. 4
1. TABLA PERIÓDICA
Es un sistema rectangular que refleja la estructura electrónica de los
elementos que la forman, consta de filas llamadas periodos y
columnas denominadas grupos donde se organizan los elementos
según su número atómico (Z) creciente.
1.1. ELEMENTOS METALES: Generalmente pueden ser
laminados o estirados formando alambres, propiedades
que se conocen como MALEABILIDAD Y DUCTIVILIDAD.
 Conducen con facilidad el calor y la electricidad.
 Presentan brillo metálico.
 Por lo regular a temperatura ambiente son sólidos exentos Hg,
Ga, Cs, Fr.
 Al combinarse con los no metales se seden electrones por lo
que adquieren cargar positivas (CATINES)
1.2. ELEMENTOS NO METALES: Se caracterizan por
presentar una alta electronegatividad, por lo que es más
fácil que ganen electrones.
 No son maleables ni dúctiles.
 Son malos conductores de calor y la electricidad.
 Reciben electrones al combinarse con los metales adquiriendo
cargas negativas ( ANIONES)
 Usualmente son menos densos que los metales.

5. 5

6. 6
2. FUNCIONES QUÍMICAS
Se llama así a los compuestos químicos que comparten
propiedades comunes, distinguiéndose de los demás.
Dentro de una función química existe un átomo o conjunto de
átomos llamados GRUPO FUNCIONAL, que definen el
comportamiento y propiedades comunes a todos los compuestos
que hacen parte de dicha función.
3. GRUPO FUNCIONAL
Es un átomo o grupo de átomos de constitución analogía que las
caracteriza.
NaOH Grupo funcional (OH) Hidróxido.
En la química existen cinco funciones principales:
Óxidos, Ácidos, Bases, sales e hidruros.
Todos los compuestos químicos de las anteriores funciones, tienen
normas para llamarlos e identificarlos específicamente. LA
NOMENCLATURA es el conjunto de reglas para llamar cada
compuesto químico, según su función respectiva.
Existen tres formas comunes de nomenclatura:

7. 7
3.1. NOMENCLATURA TRADICIONA: El nombre de un
compuesto tiene la siguiente forma general:
Grupo funcional + Prefijos IPO, PER + Nombre del metal o no metal
+ Sufijos OSO, ICO.ATO.URO, según correspondan.
3.2. NOMENCLATURA IUPAC: En este sistema se hace
énfasis en los prefijos y sufijos para la cantidad de átomos
presentes en la molécula de un compuesto. Tiene la
siguiente formula general:
Prefijo numérico + Grupo funcional + Prefijo numérico + Nombre del
metal o no metal.
3.3. NOMENCLATURA STOCK: Es el sistema más simple, ya
que usan números romanos para describir los estados de
oxidación del metal o no metal principal del compuesto.
Tiene la siguiente forma general:
Grupo funcional + Nombre del metal o no metal + Valencia en
números romanos encerrados entre paréntesis.
4. OXIDOS
Los Óxidos son compuestos binarios en que el elemento oxígeno
presenta número de oxidación igual a -2 y es el más electronegativo
de la fórmula, volviéndolo al elemento más potente.
Son las combinaciones del oxígeno con otro elemento.
4.1: FUNCIÓN ÓXIDOS: Son las combinaciones del oxígeno con
cualquier elemento químico. Puede ser óxidos ácidos combinación
del oxígeno con un elemento no metal.
EJEMPLO:
 C: +2 +4
C+2
O-2

8. 8
C+4
2O-2
4
CO2
Existen 2 tipos de óxidos:
4.2: OXIDOS BASICOS: Es la combinación de oxigeno con un
metal, y cuando se disuelven en agua forman bases o hidróxidos.
O + (metal) (Oxido básico)
4.3: OXIDOS ACIDOS: Es la combinación del óxido con un no
metal y cuando se disuelven con agua se forman ácidos:
O + (no metal) (Oxido acido)
5. NOMENCLATURA
5.1. NOMENCLATURA STOCK: consiste en nombrar a los
compuestos escribiendo al final del nombre con números
romanos la valencia atómica del elemento. indicando el
número de electrones que un átomo pone para que se
pueda ceder en un enlace químico. De forma general, bajo
este sistema de nomenclatura, los compuestos se nombran
de esta manera: nombre genérico + de + nombre del
elemento específico + el No. de valencia. Los números de
valencia normalmente se colocan como superíndices del
átomo (elemento) en una fórmula molecular.
Para nombrar los compuestos se escribe al final del nombre con
números romanos la valencia atómica del elemento.
Oxido de + nombre del metal o no metal + valencia en números
romanos.
5.1.1.Ejemplos:
 CaO= Oxido de calcio (II)
 FeO= óxido de hierro (II)
 HgO: óxido de mercurio (II)
2

9. 9
5.1.2.Ejercicios:
1. I2O5 Oxido de yodo (V)
2. Cl2O3 Oxido de cloro (III)
3. SiO2 Oxido de silicio (II)
4. AlO3 Oxido de aluminio (III)
5. SO2 Óxido de azufre (II)
6. SrO Oxido de estroncio (II)
7. SO3 Óxido de azufre (III)
8. Cs2O Oxido de cesio (I)
9. I2O7 Oxido de yodo (IV)
10. MnO3 Oxido de magnesio (III)
11. Na2O Oxido de sodio (I)
12. CO2 Oxido de carbono (II)
13. Fe2O3 Óxido de Hierro (III)
14. Cl2o3 Oxido de cloro (III)
15. Al2o3 Oxido de aluminio (III)
16. SO Óxido de Azufre (I)
17. PtO Oxido de Platino (I)
18. P2O5 Oxido de fosforo (V)
19. NiO Oxido de níquel (I)
20. CuO Oxido de Cobre (I)
21. Br2O7 Oxido de bromo (IV)
22. P2O3 Oxido de Fosforo (III)
23. Cl2O7 Oxido de cloro (IV)
24. N2O5 Óxido de nitrógeno (V)
25. Bi2O5 Oxido de bismuto (V)
26. BeO Oxido de Belirio (I)
27. BaO Oxido de bario (I)
28. MgO Oxido d magnesio (I)
29. I2O5 Oxido de yodo(V)
30. CoO Oxido de cobalto (I)

10. 10
5.2. NOMENCLATURA SISTEMATICA: Esta es el primer tipo
de nomenclatura que se basa en nombrar los compuestos
usando prefijos numéricos griegos que indican la
atomicidad de cada uno de los elementos presentes en
cada molécula. La atomicidad tiene como objetivo indicar
el número de átomos de un mismo elemento en una
molécula. En la nomenclatura química se considera a la
atomicidad como el número de átomos de un elemento en
una sola molécula. La forma de nombrar los compuestos
en este sistema es: prefijo-nombre genérico + prefijo-
nombre específico.
Para nombrar los compuestos se debe tener en cuenta:
Prefijo numérico
de los oxígenos
presentes+ oxido
de + prefijo
numérico del
metal o no metal
presente +
nombre del metal
o no metal.

11. 11
5.2.1.Ejemplos:
 CaO= Monóxido de calcio
 Fe2O3=Trióxido de Dihierro
 Cl2O7
= Heptaoxido de Dicloro
 Na2O: monóxido de disodio
 Ni2O3: trióxido de diníquel

12. 12
5.2.2.Ejercicios:
1. Cl2O5 Pentaoxido de Dicloro
2. Cl2O Monoxido de Dicloro
3. PbO3 Trióxido de plomo
4. Br2O3 Trioxido de Dibromo
5. Na2O Monoxido de Disodio
6. CO2 Dioxido de carbono
7. MgO Monoxido de magnesio
8. I2O7 Heptaoxido de Diyodo
9. N2O5 Pentaoxido de Dinitrogeno
10. LiO2 Dioxigeno de litio
11. NaO4 Tetraoxido de sodio
12. SO3 Trioxido de Azufre
13. P2O Monoxido de Fosforo
14. Fe2O3 Trioxido de Dihierro
15. Al2O3 Trioxido de Dialuminio
16. CuO Monoxido de Cobre
17. Bi2O5 Pentaoxido de Dibismuto
18. PtO2 Dioxido de platino
19. Cr2O3 Trioxido de Dicromo
20. Br2O5 Pentaoxido de Dibromo
21. Cl2O3 Trioxido de Dicloro
22. K2O Monoxido de Dipotacio
23. Hg2O Monoxido de manganeso
24. Cu2O2 Dioxido de Dicobre
25. Na2O Monoxido de Disodio
26. Br2O Monoxido de Dibromo
27. SO3 Trioxido de azufre
28. P2O3 Trioxido de Difosforo
29. CaO Monoxido de calcio
30. N2O5 Pentaoxido de Dinitrogeno

13. 13
5.3. NOMENCLATURA TRADICIONAL
En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento
de nombre específico con una serie de prefijos y sufijos. De manera
general las reglas son:
 Cuando el elemento solo tiene una valencia, simplemente se
coloca el nombre del elemento precedido de la sílaba “de” o bien
se termina el nombre del elemento con el sufijo –ico.
K2O, óxido de potasio u óxido potásico
 Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -
oso e -ico.
… -oso cuando el elemento usa la valencia
menor: FeO, Fe+2
O-2
, hierro con la valencia 2, (estado de
oxidación +2), óxido ferroso
… -ico cuando el elemento usa la valencia
mayor: Fe2O3, Fe2
+3
O3
-2
, hierro con valencia 3, (estado de
oxidación +3), óxido férrico3
 Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y
sufijos.
hipo- … -oso (para la menor valencia): P2O, P2
+1
O-2
, fósforo
con la valencia 1, (estado de oxidación +1), óxido
hipofosforoso
… -oso (para la valencia intermedia): P2O3, P2
+3
O3
-2
, fósforo
con valencia 3, (estado de oxidación +3), óxido fosforoso
… -ico (para la mayor valencia): P2O5, P2
+5
O5
-2
, fósforo con
valencia 5, (estado de oxidación +5), óxido fosfórico
 Cuando tiene cuatro valencias diferentes se usan los
prefijos y sufijos
hipo- … -oso (para la valencia más pequeña)

14. 14
… -oso (para la valencia pequeña)
… -ico (para la valencia grande)
per- … -ico (para la valencia más grande)
Es recomendada para los óxidos que forman los alógenos los
cuales presentan cuatro estados de oxidación. En estos casos se
utilizan los sufijos OSO para los de menor número de oxidación (+1
y +2), El ICO para los de mayor numero de oxidación (+5 y +7),
además se adiciona el prefijo HIPO para los de menos (+1) y PER
para los de mayor (+7).
Oxido de + prefijo Hipo, Per+ Nombre del metal o no metal +
sufijo OSO, ICO
5.3.1.Ejemplos:
 Una valencia: Óxido ... ico
o Na+1
+ O-2
» Na2O: óxido sódico
o Ca+2
+ O-2
» Ca2O2 » CaO: óxido cálcico
 Dos valencias:
o Menor valencia: Óxido ... oso
 Ni+2
+ O-2
» Ni2O2 » NiO: óxido niqueloso
 Hg+1
+ O-2
» Hg2O: óxido mercurioso
o Mayor valencia: Óxido ... ico
 Ni+3
+ O-2
» Ni2O3: óxido niquélico
 Hg+2
+ O-2
» Hg2O2 » HgO: óxido mercúrico
 Tres valencias:
o Menor valencia: Óxido hipo ... oso

15. 15
 Cr+2
+ O-2
» Cr2O2 » CrO: óxido hipocromoso
o Valencia intermedia: Óxido ... oso
 Cr+3
+ O-2
» Cr2O3: óxido cromoso
o Mayor valencia: Óxido ... ico
 Cr+6
+ O-2
» Cr2O6 » CrO3: óxido crómico
 Cuatro valencias:
o Primera valencia (baja): Óxido hipo ... oso
 Mn+2
+ O-2
» Mn2O2 » MnO: óxido hipomanganoso
o Segunda valencia: Óxido ... oso
 Mn+3
+ O-2
» Mn2O3: óxido manganoso
o Tercera valencia: Óxido ... ico
 Mn+4
+ O-2
» Mn2O4 » MnO2: óxido mangánico
o Cuarta valencia (alta): Óxido per ... ico
 Mn+7
+ O-2
» Mn2O7: óxido permangánico
5.3.2.Ejercicios:
1. I2O5 Oxido yodico
2. Cl2O3 Oxido cloroso
3. SiO2 Oxido silicioso
4. AlO3 Oxido aluminico
5. SO2 Óxido azufroso
6. SrO Oxido estranico
7. SO4 Óxido sulfuroso
8. Cs2O Oxido cesico
9. I2O7 Oxido peryorico
10. MnO3 Oxido manganoso
11. Na2O Oxido sodico
12. CO2 Oxido carbonico
13. Fe2O3 Óxido Ferrico
14. Cl2o3 Oxido cloroso
15. Al2o3 Oxido aluminico
16. SO Óxido hiposulfuroso
17. PtO Oxido platinoso
18. P2O5 Oxido fosforico
19. NiO Oxido niqueloso
20. CuO Oxido cuprico

16. 16
21. Br2O7 Oxido perbromico
22. P2O3 Oxido fosforoso
23. Cl2O7 Oxido perclorico
24. N2O5 Óxido nidrico
25. Bi2O5 Oxido bismutico
26. BeO Oxido belirico
27. BaO Oxido barico
28. MgO Oxido manganico
29. I2O5 Oxido yoridico
30. CoO Oxido cobaltoso
6. HIDROXIDOS: Los hidróxidos son compuestos iónicos
formados por un metal (catión) y un elemento delgrupo
hidróxido (OH-
) (anión). Se trata de compuestos ternarios
aunque tanto su formulación y nomenclatura son idénticas a
las de los compuestos binarios.
6.1. FORMULACIÓN DE LOS HIDRÓXIDOS
La fórmula general de los hidróxidos es del tipo X(OH)n, siendo el
número de iones igual que el número de oxidación del catión
metálico, para que la suma total de las cargas sea cero.
Son aquellas sustancias que pueden liberar iones hidroxilo (OH-
)

17. 17
cuando están disueltos en agua. Provienen de los óxidos básicos:
(Oxido básico)+H2O = (Hidróxido)
6.1.1.EJEMPLOS:
 Fe+2
+ (OH)= Fe (OH)2
 Fe+2
+H2O= Fe(OH)2
 Fe2O3+H2O= Fe(OH)3
 Pb+4
+(OH)=Pb(OH)4
 PbO2+H2O=Pb(OH)4
6.2. NOMENCLATURAS
6.2.1.NOMENCLLATURA STOCK: Comienza con la palabra
hidróxido seguido del elemento metálico con la valencia del
mismo en números romanos entre paréntesis.
Hidróxido de + nombre del metal + valencia en numero
romano.
6.2.2.EJEMPLO:
 Hg(OH): hidróxido de mercurio (I)
 Sn(OH)2: hidróxido de estaño (II)
Cuando el elemento metálico sólo tenga una valencia no se indica
en números romanos la valencia:
 Be(OH)2: hidróxido de berilio, en lugar de hidróxido
de berilio (II)
 CsOH hidróxido de cerio, en lugar de hidróxido de
cerio (I)
 Na(OH): Hidroxido de sodio (I)
 K(OH): Hiodroxido de potacio (I)
 Ca(OH)2: Hidroxido de calcio (II)
 Fe(OH)2: Hidroxido de hierro (II)
 Fe(OH)3: Hidroxido de hierro (III)
 Cu(OH): Hidroxido de cobre (I)
 Cu(OH)2: Hidroxido de cobre (II)

18. 18
6.2.3.EJERCICIOS
1. Fe (OH)3 Hidróxido de hierro (III)
2. Cu (OH) Hidroxido de cobre (I)
3. Bi(OH) Hidroxido de bismuto (I)
4. Pb(OH)2 Hidroxido de plomo (II)
5. Ca(OH)2 Hidroxido de calcio (II)
6. Mg(OH)2 Hidroxido de magnesio (II)
7. Al(OH)3 Hidroxido de aluminio (III)
8. Fe(OH)2 Hidroxido de hierro (II)
9. Bi(OH)5 Hidroxido de bismuto (V)
10. Pb(OH)4 Hidroxido de plomo (IV)
11. Ni(OH)3 Hidroxido de niquel (III)
12. Co(OH)2 Hidroxido de colbalto (II)
13. Bi(OH)3 Hidroxido de bismuto (III)
6.3. NOMENCLLATURA SISTEMATICA: En la nomenclatura
sistemática se anteponen los prefijos numéricos a la
palabra hidróxido.
Se nombra: Prefijo + HIDROXIDO DE + Prefijo + Nombre del
elemento.
El prefijo depende del número de moléculas que tenga el elemento.
6.3.1 EJEMPLOS
 Be(OH)2: dihidróxido de berilio
Sn(OH)4: tetrahidróxido de estaño
Fe(OH)3: trihidróxido de hierro
6.3.2 EJERCICIOS
1. Fe (OH)3 Trihidroxido de hierro
2. Cu (OH) Monohidroxido de cobre
3. Bi(OH) Monohidroxido de bismuto
4. Pb(OH)2 Dihidroxido de plomo

19. 19
5. Ca(OH)2 Dihidroxido de calcio
6. Mg(OH)2 Dihidroxido de magnesio
7. Al(OH)3 Trihidroxido de alumio
8. Fe(OH)2 Dihidroxido de hierro
9. Bi(OH)5 Pentahidroxido de bismuto
10. Pb(OH)4 Tetrahidroxido de plomo
11. Ni(OH)3 Trihidroxido de niquel
12. Co(OH)2 Dihidroxido de colbalto
13. Bi(OH)3 Trihidroxido de bismuto
6.4 NOMENCLLATURA TRADICIONAL: comienza con la palabra
hidróxido seguido del elemento teniendo en cuenta la valencia con
la que actúa.
6.4.1 EJEMPLOS:
 Una valencia: Hidróxido ... ico
o Mg+2
+ (OH)-1
» Mg(OH)2: hidróxido magnésico
 Dos valencias:
o Menor valencia: Hidróxido ... oso
 Pt+2
+ (OH)-1
» Pt(OH)2: hidróxido platinoso
o Mayor valencia: Hidróxido ... ico
 Pt+4
+ (OH)-1
» Pt(OH)4: hidróxido platínico
 Tres valencias:
o Menor valencia: Hidróxido hipo ... oso
 Zr+2
+ (OH)-1
» Zr(OH)2: hidróxido hipocirconioso
o Valencia intermedia: Hidróxido ... oso
 Zr+3
+ (OH)-1
» Zr(OH)3: hidróxido circonioso
o Mayor valencia: Hidróxido ... ico
 Zr+4
+ (OH)-1
» Zr(OH)4: hidróxido circónico
 Cuatro valencias:
o Primera valencia (baja): Hidróxido hipo ... oso
 V+2
+ (OH)-1
» V(OH)2: hidróxido hipovanadoso
o Segunda valencia: Hidróxido ... oso
 V+3
+ (OH)-1
» V(OH)3: hidróxido vanadoso
o Tercera valencia: Hidróxido ... ico
 V+4
+ (OH)-1
» V(OH)4: hidróxido vanádico

20. 20
o Cuarta valencia (alta): Hidróxido per ... ico
 V+5
+ (OH)-1
» V(OH)5: hidróxido pervanádico
6.4.2 EJERCICIOS:
1. Fe (OH)3 Hidroxido ferrico
2. Cu (OH) Hidroxido cobroso
3. Bi(OH) Hidroxido bismutoso
4. Pb(OH)2 Hidroxido plomoso
5. Ca(OH)2 Hidroxido calcico
6. Mg(OH)2 Hidroxido magnesico
7. Al(OH)3 Hidroxido aluminico
8. Fe(OH)2 Hidroxido ferroso
9. Bi(OH)5 Hidroxido bismutico
10. Pb(OH)4 Hidroxido plomico
11. Ni(OH)3 Hidroxido niquelico
12. Co(OH)2 Hidroxido cobaltoso
13. Bi(OH)3 Hidroxido bismutoso
7. ACIDOS
Un ácido es cualquier
compuesto químico que,
cuando se disuelve en
agua, produce una
solución con una actividad
de catión hidronio mayor
que el agua pura, esto es,
un pH menor que 7. Esto
se aproxima a la definición
moderna de Johannes
Nicolaus
Bronsted y Martin Lowry,
los que definieron independientemente un ácido como un
compuesto que dona un catión hidrógeno (H+
) a otro compuesto
denominado base.

21. 21
7.1 Propiedades de los ácidos
 Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la
naranja.
 Cambian el color del papel tornasol azul a rosado, el anaranjado
de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.
 Son corrosivos.
 Producen quemaduras de la piel.
 Son buenos conductores de electricidad en disoluciones
acuosas.
 Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.
 Reaccionan con bases para formar una sal mas agua.
 Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal mas agua.
Según su composición, los ácidos inorgánicos se clasifican en 2
grupos:
7.2 Ácidos hidrácidos
Los hidrácidos también llamados ácidos hidrácidos o hidruros no
metálicos son combinaciones binarias entre hidrógeno junto a los
halógenos (F, Cl, Br, I) exceptuando el At y con los anfígenos (S,
Se, Te) exceptuando el O, los primeros actúan con valencia 1 y los
segundos actúan con valencia 2. Estos compuestos presentan
carácter ácido en disolución acuosa.
Proviene de la combinación directa entre el hidrogeno y el elemento
halógeno:
H2+ (No metal) = (HIDRACIDO)

22. 22
7.2.1 Nomenclaturas:
La nomenclatura tradicional: Establece que se coloque el nombre
genérico ácido seguido del nombre del no metal terminando en el
sufijo hídrico (más usado en solución acuosa)
La nomenclatura sistemática emplea el sufijo uro para nombrar el
anión y a continuación se nombra el catión.
Formulación Fórmula N. Tradicional N. Sistemática
H+1
S-2
H2S ácido sulfhídrico sulfuro de hidrógeno
H+1
Se-2
H2Se ácido selenhídrico seleniuro de hidrógeno
H+1
Te-2
H2Te ácido telurhídrico teleruro de hidrógeno
H+1
F-1
HF ácido fluorhídrico fluoruro de hidrógeno
H+1
Cl-1
HCl ácido clorhídrico cloruro de hidrógeno
7.2.2 EJEMPLOS
 Ácido Nítrico - HNO3
 Ácido Clorhídrico - HCL
 Ácido Sulfúrico - H2SO4
 Ácido Fluorhidrico HF
 Ácido Clorhidrico HCl
 Ácido Sulfridrico H2S

23. 23
7.2.3 EJERCICIOS
1. HF(aq) Ácido fluorhídrico
2. HCl(aq) Ácido clorhídrico
3. HBr(aq) Ácido bromhídrico
4. HI(aq) Ácido yodhídrico
5. H2S(aq) Ácido sulfhídrico
6. H2Se(aq) Ácido selenhídrico
7. H2Te(aq) Ácido telurhídrico
8. HCN(aq) Ácido cianhídrico
7.3 Ácidos Oxácidos
Son compuestos ternarios, en general se obtienen por reacción
química de un oxido ácido(anhídrido) y el agua. Se diferencian de
los hidrácidos en que estos no poseen oxígeno y los oxácidos si
poseen oxígeno.
SUFIJOS
Nombre de los oxácidos Nombre de sus respectivos
oxoaniones
Hipo ................. oso Hipo .................. ito
................. oso .................. ito
................. ico .................. ato
Per ................. ico Per .................. ato
7.3.1 EJEMPLOS
 Cl2O + H2O = HClO Acido Hipocloroso
 Cl2O3 + H2O= HClO2 Acido Cloroso
 Cl2O5 + H2O = HClO3 Acido clórico
 Cl2O7 + H2O = HClO4 Acido Perclorico
 HClO = Acido Hipocloroso
 H2SO4 = Acido Sulfurico

24. 24
7.3.2 EJERCICIOS
1. HClO4 Acido Perclorico
2. HClO3 Acido Clorico
3. H2SO2 Acido Hiposulfuroso
4. H2SO3 Acido Sulfuroso
5. H3PO4 ácido fosfórico
6. HPO2 Acido Metafosforoso
7. H3AsO4 Acido Arsenico
8. H3As
O3 Acido
Arsenioso
9. H2Mn
O3 Acido
manganoso
10. H
2CrO4
Acido
Cromico

25. 25
8. SALES
Las sales son compuestos que se forman por la reacción entre un
ácido (oxácido o hidrácido) y un hidróxido. HIDRÓXIDO + ÁCIDO
¾¾® SAL + AGUA La fórmula de la sal se obtiene de la siguiente
forma: Se le quitan los OH al hidróxido, con lo cual se obtiene el
catión correspondiente. Se le quitan los hidrógenos al ácido (uno o
todos), con lo cual se obtiene el anión correspondiente. Se unen el
catión y el anión y se intercambian las cargas (sin el signo). La
nomenclatura de las sales se deriva de los nombres del catión y del
anión de los cuales se origina. Se escribe primero el nombre del
anión y luego el nombre del catión, separados por la palabra de. En
la tabla 7 se presentan algunas sales con sus nombres
correspondientes

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Son compuestos iónicos formados por un catión (ion+) y un anión (-
).
Proviene de la reacción de un acido y una base:
(Acido) + (Base) = (Sal) + H2O
Se forman por la reacción de un ácido que tiene más de un
hidrógeno y un hidróxido. El anión que se forma conserva alguno de
los hidrógenos del ácido original. Se denominan “sales ácidas”
debido a la presencia de hidrógenos ácidos en la fórmula.
8.1 EJEMPLOS
 Sulfato de calcio, CaSO4
 Sulfuro de plomo (II), PbS
 Fosfato de calcio, Ca2(PO4)2
 Floruro de calcio, CaF2
 Sulfuro de cinc, ZnS
8.2 EJERCICIOS
1. NaClO Hipoclorito de sodio
2. KClO4 Perclorato de potasio
3. CuNO3 Nitrato Cuproso
4. Cu(NO3)2 Nitrato Cuprico
5. FeSO4 Sulfato Ferroso
6. Kl Yoduro de potasio3

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7. CaCl2 Bromuro de litio
8. LiBr Bromuro de litio
 Cuando reacciona un ácido y una base esta última reemplaza
con sus cationes metálicos a los hidrógenos iniciales del
ácido. Las SALES NEUTRAS se llaman así a aquellas que se
forman por la sustitución completa de todos los hidrógenos del
ácido, y se nomenclan como se acaba de mostrar. Sin
embargo, cuando no se logra sustituir todos lo hidrógenos de
un ácido, se forman las SALES ACIDAS que se llaman asi:
9. NaHCO3 Carbonato acido de sodio
10. KHSO4 Sulfato acido de potasio
11. Na2HPO4 Fosfato monoacido de sodio
12. NaH2PO4 Fosfato diacido de sodio

28. 28
9. REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS
9.1 Reacciones Químicas
Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es
todo proceso termodinámico en el cual una o
más sustancias (llamadas reactantes o "reactivos"), se transforman,
cambiando su estructura molecular y sus enlaces,
en otras sustancias llamadas productos. Los
reactantes pueden ser elementos o compuestos.
Características:
1. Cambio de las propiedades de los cuerpos
al momento de reaccionar.
2. Variación de Energía.

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9.1.1 Clases de Reacciones
Es necesario reconocer, que una reacción química sólo puede
corresponder a un fenómeno químico que se verifique en
condiciones adecuadas; es decir, no se debe proponer una
reacción química inventada o que no sea una reacción real. Sin
embargo, no siempre es posible predecir sí, al poner en contacto
ciertas sustancias, se llevará a cabo la reacción o cuales serán
los productos.
Ahora bien, en miles de experimentos realizados en el mundo,
debidamente repetidos y controlados en el laboratorio,
las reacciones químicas se pueden clasificar en los siguientes
tipos:
 Reacciones de combinación o síntesis que son aquellas en las
cuales dos o más sustancias reaccionantes se combinan para
formar otra más compleja:
A + B → C
2H2(g) + O2(g) → 2H2O
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(ac)
 Reacciones de descomposición o análisis cuando un compuesto
se descompone para formar otras sustancias mas simples.
Ejemplos: al calentar óxido de mercurio, puedo obtener oxígeno
y mercurio; se puede hacer reaccionar el dicromato de amonio
para obtener nitrógeno, óxido crómico y agua.
Para que se produzca una combinación o una descomposición
es fundamental que en el transcurso de las mismas se libere o
absorba energía, ya que sino, ninguna de ellas se producirá. Al
final de cualquiera de las dos tendremos sustancias distintas a
las originales. Y ha de observarse que no todas las sustancias

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pueden combinarse entre sí, ni todas pueden ser descompuestas
en otras.
AB → A + B
2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g)
CaCO3(s) → CaO(s) + O2(g)

Reacciones de desplazamiento o sustitución se presenta cuando
hay un desplazamiento de uno o más átomos de un reaccionante,
por uno o más átomos de otro elemento. En la mayoría de estas
reacciones ocurre un desplazamiento de hidrógeno, de un metal o
de un halógeno.
A + BC → AC + B
2Na(s) + H2O(l) → 2NaOH(ac) + H2(g)
Fe(s) + CuSO4(ac) → FeSO4(ac) + Cu(s)
Cl2(g) + 2NaI(ac) → 2NaCl(ac) + I2(s)

Reacciones de doble desplazamiento :son aquellas en las cuales
ocurre un intercambio entre los átomos o iones de los reaccionantes
para formar otras sustancias mas estables, generalmente se dan en
soluciones acuosas y los átomos o iones participantes no cambian
su número de oxidación al pasar de reactivos a productos.
AB + CD → AD + CB
NaOH(ac) + HCl(ac) → NaCl(ac) + H2O(l)
KCl(ac) + AgNO3(ac) → KNO3(ac) + AgCl(s)
2HCl(ac) + FeS(s) → FeCl2(ac) + H2S(g)

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Reacciones de acuerdo con la energía involucrada
De acuerdo con la energía involucrada las reacciones químicas se
clasifican en:
 Reacciones exotérmicas que son aquellas que ocurren con
desprendimiento de calor. En ellas la energía de los reactivos es
mayor que la energía que poseen los productos, la combustión es
un ejemplo de este tipo de reacciones
C(s) + O2(g) → CO2(g) + Calor
C(s) + O2(g) → CO2(g) + 94 Kcal
A la cantidad de energía almacenada en los reactivos o en los
productos se le llama entalpía (H), y a la diferencia entre la entalpía
de los productos (Hp) y la entalpía de los reactivos (Hr) se le llama
calor de reacción o cambio de entalpía (∆H).Por tanto:
∆H = Hp − Hr
Como en una reacción exotérmica, la cantidad de energía
almacenada en los productos es menor que la cantidad de energía
almacenada en los reactivos, ∆H será negativo.

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C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = −94 kcal.
 Reacciones endotérmicas son reacciones que absorben o
requieren calor del entorno para llevarse a cabo. En estas la
energía de los reactivos es menor que la energía de los productos.
CaCO3 + calor → CaO + CO2
CaCO3 + 42.52 kcal → CaO + CO2
Puesto que en las reacciones endotérmicas la energía de los
productos es mayor que la energía de los reactivos, ∆H es positivo:
∆H = Hp – Hr
CaCO3 → CaO + CO2 ∆H = 45.2 kcal.
9.2 Ecuaciones Químicas

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Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción
química. Muestra las sustancias que reaccionan
(llamadas reactivos o reactantes) y las sustancias que se originan
(llamadas productos). La ecuación química ayuda a ver y visualizar
los reactivos que son los que tendrán una reacción química y el
producto, que es la sustancia que se obtiene de este proceso.
Además se pueden ubicar los símbolos químicos de cada uno de
los elementos o compuestos que estén dentro de la ecuación y
poder balancearlos con mayor facilidad.

34. 34

35. 35

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Escritura y equilibrio de una ecuación química
Método del tanteo o ensayo error
Generalmente se emplea para balancear ecuaciones químicas en
las que no hay intercambio de de electrones (no hay cambios en los
estados de oxidación y en ecuaciones redox muy sencillas.
Al balancear cualquier ecuación debe tenerse en cuenta que:
 los subíndices de una sustancia son invariables, no se pueden
modificar.
 Los coeficientes multiplican todos los subíndices de una
fórmula. Así, 3K2SO4 indica 6 átomos de K, 3 átomos de S y 12
átomos de O.
Para balancear una ecuación química por tanteo se siguen las
recomendaciones siguientes:
1. Se asigna un coeficiente cualquiera (generalmente 2) a la fórmula
más compleja.
2. Se balancean los metales.
3. Se balancean los no metales diferentes de hidrógeno y oxígeno.
4. Se balancean los hidrógenos.
5. Se comprueba con los oxígenos.
6. Se simplifican los coeficientes si es posible.
Ejemplo:
Balancear por tanteo la siguiente ecuación química
H3PO4 + Fe (OH)3 → Fe3 (PO4)2 + H2O
1. Se multiplica por un número la fórmula mas compleja
H3PO4 + Fe (OH)3 → 2 Fe3 (PO4)2 + H2O

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2. Se balancean los metales, en este caso el Fe, como en los
productos hay 6 átomos de Fe (2x3=6) y en los reactivos hay uno
solo se multiplica el Fe de los reactivos por 6.
H3PO4 + 6 Fe (OH)3 → 2 Fe3 (PO4)2 + H2O
3. Se balancean los no metales, hay 4 átomos de P en productos
(2x1x2 = 4), igual número debe haber en los reactivos, como en
estos hay uno solo se multiplica a H3PO4 por 4.
4 H3PO4 + 6 Fe (OH)3 → 2 Fe3 (PO4)2 + H2O
4. Se balancean los hidrógenos: hay 24 hidrógenos en reactivos,
mientras que en productos solo hay 2, luego se multiplica el H2O
por 12.
4 H3PO4 + 6 Fe (OH)3 → 2 Fe3 (PO4)2 + 12H2O
5. Se comprueba el balanceo con los oxígenos, el número de
átomos de oxígeno en reactivos debe coincidir con el número de
átomos de oxígeno de los productos. En reactivos hay 28 átomos
de oxígeno e igual cantidad hay en productos, luego la ecuación
está balanceada.
Se simplifican coeficientes y queda
2H3PO4 + 3 Fe (OH)3 → Fe3 (PO4)2 + 6 H2O

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10. Bibliografías:
 https://danielftorresxd.wordpress.com/2012/10/22/nomenclatur
a-stock/
 https://danielftorresxd.wordpress.com/2012/10/22/nomenclatur
a-sistematica/
 http://www.formulacionquimica.com/oxidos/
 https://es.wikipedia.org/wiki/Nomenclatura_qu%C3%ADmica_
de_los_compuestos_inorg%C3%A1nicos#Nomenclatura_tradi
cional.2C_cl.C3.A1sica_o_antigua_.2F_Estequiom.C3.A9trica
 http://www.formulacionquimica.com/hidroxidos/
 http://www.monografias.com/trabajos5/aciba/aciba.shtml
 http://www.fullquimica.com/2011/09/funcion-acido.html
 http://www.formulacionquimica.com/hidracidos/
 http://www.ecured.cu/%C3%81cido
 http://tiempodeexito.com/quimicain/23.html
 https://ingangelosorio.files.wordpress.com/2012/10/acidos-
hidrc3a1cidos.pdf
 http://www.acienciasgalilei.com/qui/formulacion/acidos%20oxo
acidos.htm
 http://www.ecured.cu/Sales
 https://es.wikipedia.org/wiki/Ecuaci%C3%B3n_qu%C3%ADmi
ca
 http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Reacciones_quimicas.h
tm
 Química para ICFES