Formulación y nomenclatura en química inorgánica

Formulación
y Nomenclatura
en Química
Inorgánica

1. La formulación se basa sobre todo en el concepto del estado de
oxidación, EO (también llamado número de oxidación), aunque en
ocasiones son útiles la valencia o el número de carga.
• La valencia de un elemento en una molécula es el número de
hidrógenos con los que se puede combinar.
> Ej.: en la molécula H–Cl, el Cl se combina con un átomo de H; la valencia del Cl es 1.
(Las valencias se escriben con números arábigos positivos).
• El EO de un elemento en una molécula es la carga hipotética que
tendría el elemento si todos los enlaces de la molécula se
consideran iónicos.
>Ej.: en la molécula H–Cl los átomos están unidos por un enlace que es básicamente
covalente. El enlace lo forman 2 electrones, uno aportado por el H y otro aportado por
el Cl. El enlace sería iónico si el H cediera completamente su electrón al Cl quedando la
molécula así: H+ Cl–. Se dice que en esa molécula el Cl tiene EO –1 y el H tiene EO +1 (en
las fórmulas el EO se escribe con números romanos).
• El número de carga es la carga real que tiene una especie iónica.
> Cuando el H–Cl se disuelve en agua se forman iones Cl– e iones H+. Estas cargas son
reales. Se dice que el Cl– y el H+ tienen números de carga 1– y 1+, respectivamente.
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2. Para formular hay que memorizar los EO. Hay reglas
mnemotécnicas generales basadas en la periodicidad de las
propiedades. Para aplicarlas conviene numerar los grupos.
Li Be B C N O F He
Na Mg Al Si P S Cl Ar
H He
Cs Ba La* Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
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Alcalinos
Alcalinotérreos
Metales de transición
Boroideos
Carbonoideos
Nitrogenoideos
Anfígenos
Halógenos
Gases
nobles
Estos dos sistemas de
numeración pueden ser útiles.

3. Los EO negativos se limitan a los elementos no metálicos.
Guardan cierta relación con la posición del grupo empezando por
la izquierda y considerando que la de los gases nobles es 0.
Li Be
B
- 3
C
- 4
N
- 3
O
- 2
F
- 1
He
Na Mg Al
Si
- 4
P
- 3
S
- 2
Cl
- 1
Ar
H He
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge
As
- 3
Se
- 2
Br
- 1
Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb
Te
- 2
I
- 1
Xe
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Estos son los EO negativos más importantes. Los grupos
siguen una pauta desde la izquierda (– 1, –2, – 3I, –4).
No son los únicos existentes pero sí los más comunes
(por ejemplo, el B puede tener EO –5, pero es raro).
3 4 3 2 1

3. Los EO positivos suelen coincidir con el valor del número romano
del grupo más todos los valores obtenidos restando sucesivamente
dos unidades. Algunos elementos tienen EO adicionales.
Li
+1
Be
+2
B
+3
C
+4, +2
N
+5,+4,+3,+1
O
F
- I
He
Na
+1
Mg
+2
Al
+3
Si
+4
P
+5, +3
S
+6,+4,+2
Cl
+7,+5. +3,+1
Ar
H
+1
He
Cs
+1
Ba
+2
La* Hf Ta W Re Os Ir Pt
+4, +2
Au
+1, +3
Hg
+1, +2
Tl
+3, +1
Pb
+4, +2
Bi Po At Rn
K
+1
Ca
+2
Sc
+3
Ti
+4, +2
V
+5,+3,+2
Cr
+6,+3,+2
Mn
+7,+6,+3,+2
Fe
+2, +3
Co
+2, +3
Ni
+2, +3
Cu
I, +2
Zn
+2
Ga
+3
Ge
+4
As
+5, +3
Se
+6,+4,+2
Br
+7,+5.+3,+1
Kr
Rb
+1
Sr
+2
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd
+4, +2
Ag
+1
Cd
+2
In
+3
Sn
+4, +2
Sb
+5, +3
Te
+6,+4,+2
I
+7,+5.+3,+1
Xe
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Los colores relacionan los elementos por su EO. Muchos de estos
EO coinciden con el número (romano) del grupo. Solo figuran
los EO más habituales de los elementos más comunes.

1. Para formular hidruros es útil el concepto de valencia. Las
valencias de los elementos principales en sus combinaciones con H
guardan cierta relación mnemotécnica con su posición en la tabla.
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Li Be B C N O F He
H He
1 2 3 4 1 2 3 4 3 2 1
Las números en naranja indican los H con los que se pueden
combinar los elementos de los grupos correspondientes.
Esto solo es una regla mnemotécnica; hay otros
hidruros posibles. Por ejemplo, el Fe, que tiene
EO +2 y +3, puede formar los hidruros FeH2 y
FeH3. El Ti puede formar TiH2 y TiH4, etc.

2. Las combinaciones del H con los metales se llaman hidruros
metálicos. En la nomenclatura estequiométrica se puede evitar el
prefijo mono si es innecesario (por ejemplo en NaH, pues no NaH2).
Dihidruro de sodio
CaH2
Hidruro de hierro(II)
FeH2
No es preciso especificar el EO
del Ca porque solo puede ser 2.
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Li Be B C N O F He
H He
1 2 3 4 1 2 3 4 3 2 1
Nombre estequiométrico
Dihidruro de hierro
Especificando el EO
Hidruro de calcio

3. Para hidruros de elementos no metálicos de los grupos 13, 14 y
15 se acepta la misma nomenclatura de los metálicos pero también
se recomiendan nombres es –ano (y tradicional en algún caso).
de azote
(nitrógeno)
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Li Be B C N O F He
H He
1 2 3 4 1 2 3 4 3 2 1
Tetrahidruro de carbono
CH4
Hidruro de nitrógeno(III)
NH3
Especificando el EO
Hidruro de carbono(IV)
Amoniaco
En -ano
Trihidruro de nitrógeno
N. estequiométrico Tradicional
Azano
Metano
Trihidruro de boro
BH3 Hidruro de boro(III) Borano
En realidad, todos los hidruros de los
grupos 13 al 17 con el EO que le
corresponde por el grupo se pueden
hacer terminar en –ano: alano,
estannanano, bismutano…

4. En los hidruros de los elementos de los grupos 16 y 17 el H se
escribe delante. Sus disoluciones acuosas se llaman ácidos
hidrácidos; su nombre termina en –hídrico y es el más usado.
Sulfuro de hidrógeno
H2S Ácido sulfhídrico
Seleniuro de hidrógeno
H2Se Ácido selenhídrico
Cloruro de hidrógeno
HCl Ácido clorhídrico
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Li Be B C N O F He
H He
1 2 3 4 1 2 3 4 3 2 1
En la nomenclatura de especificación
de EO no es necesario indicar “I”
para el hidrógeno
Especificando el EO N. estequiométrico Tradicional y habitual
Seleniuro de dihidrógeno
Sulfuro de dihidrógeno
Cloruro de hidrógeno

2. Sales de ácidos hidrácidos

1. Las sales de ácidos hidrácidos se obtienen quitando al ácido los
H que tiene. Lo que queda tiene un número de carga (negativo)
igual al número de H quitados. Este resto se combina con un metal.
H2S Ác. sulfhídrico
HF Ác. fluorhídrico
S2– Sulfuro Sulfuro de sodio
Na2S
Sulfuro de hierro(II)
FeS
Sulfuro de hierro(III)
Fe2S3
F– Fluoruro Fluoruro de aluminio
AlF3
Cloruro de plomo(IV)
PbCl4
HCl Ác. clorhídrico Cl– Cloruro
Bromuro de zinc
ZnBr2
Como el Fe tiene aquí EO +3 y el EO del S
es –2 se necesitan tres S y dos Fe para
que la suma de los EO de la molécula sea
0, como corresponde a moléculas neutras
Resto (anión) Sal de ác. hidrácido
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HCl Ác. bromhídrico Br– Bromuro

1. Los hidróxidos son combinaciones del grupo [OH]– con metales.
Como el número de carga del [OH] es –1, el coeficiente
estequiométrico del metal en la fórmula es igual al EO del metal.
Hidróxido de hierro(III)
Fe(OH)3 Trihidróxido de hierro
Especificando el EO Nombre estequiométrico
NaOH Hidróxido de sodio
Hidróxido de bario
Ba(OH)2 Dihidróxido de bario
No sería necesario
especificar el EO del
Na y el Ba porque
son únicos (+1 y +2,
respectivamente)
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Hidróxido de sodio
Cuando hay más
de un OH se pone
entre paréntesis

Óxido de hierro(II)
FeO Monóxido de hierro
Los coeficientes se deducen sabiendo que el EO del O es –2 y el
del Fe es +3 y que la fórmula en conjunto ha de ser neutra
Óxido de hierro(III)
Fe2O3 Trióxido de dihierro
1. Los óxidos son combinaciones del O con EO –2 con metales y no
metales. El O se escribe al final (excepto con los halógenos). Se
puede usar el nombre estequiométrico o el de la mención del EO.
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Óxido de nitrógeno(IV)
NO2 Dióxido de nitrógeno
Óxido de nitrógeno(V)
N2O5 Pentaóxido de dinitrógeno
Se necesitan dos O (EO = –2)
para compensar el EO IV del N
Óxido de azufre(IV)
SO2 Dióxido de azufre
Óxido de azufre(VI)
SO3 Trióxido de azufre

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OF2 Difluoruro de oxígeno
O3Cl2 Dicloruro de trioxígeno
La combinación del O con los halógenos técnicamente no es un oxido de halógeno,
sino un halogenuro de oxígeno. Se considera por convenio que el O actúa con EO +2
con los halógenos, aunque eso solo es estrictamente cierto con el F. En general, para
compuestos binarios como los óxidos o los hidruros el orden de escritura de los
elementos sigue la secuencia que se observa en el gráfico (el último elemento
alcanzado por la flecha es el primero que se escribe).

2. En los peróxidos el oxígeno no actúa con EO –2, sino –1 pues se
basan en la especie [O2]2–. (También existen algunos superóxidos,
basados en [O2]–, con EO –1/2).
Peróxido de sodio
Na2O2
Dióxido de disodio
H2O2 Peróxido de hidrógeno
Para que se vea la presencia del grupo peróxido
[O2
2–] esta fórmula no se debe simplificar
Más conocido como
agua oxigenada.
Peróxido de hierro(III)
Fe2(O2)3 Triperóxido de dihierro
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Dióxido de dihidrógeno
Peróxido de disodio

1. Las fórmulas de la gran mayoría de los ácidos oxácidos se
construyen agregando una molécula de H2O a un óxido no
metálico. Es aceptable la nomenclatura tradicional ico/oso.
“Cl2O Anh. hipocloroso”
óxido (en nomenclatura
tradicional, no aceptable)
Para nombrar este compuesto se ha usado la terminología oso/ico porque, aunque
actualmente no se acepta para óxidos, sí para los ácidos que derivan de los óxidos.
Esta terminología consiste en:
• Si el elemento tiene dos EO, el nombre se hace acabar en –oso para el EO menor
o en –ico para el EO mayor.
• Si el elemento tiene tres EO, para el más bajo se usa el prefijo hipo– junto al
sufijo –oso; para el siguiente, el sufijo –oso; y para el más alto el sufijo –ico.
• Si el elemento tiene cuatro EO, para el más bajo se usa el prefijo hipo– junto al
sufijo –oso; para el siguiente, el sufijo –oso; para el siguiente el sufijo –ico y para
el más alto el prefijo per– junto al sufijo –ico.
Para explicar cómo se construye un oxoácido
partiremos de los óxidos no metálicos
correspondientes, que en la nomenclatura
antigua se llamaban anhídridos
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ácido oxácido (en nomenclatura
tradicional, aceptable)
HClO Ác. hipocloroso
+ H2O
+ H2O
Este “anhídrido” es del tipo “hipo···oso” porque el Cl tiene cuatro EO
habituales: +1, +1, +5 y +7 y en la construcción del óxido se ha empleado el
EO más bajo (+1).
Al “anhídrido” le “añadimos” una molécula de agua:
Cl2O + H2O = H2Cl2O2
Simplificamos dividiendo por 2 para obtener HClO.
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2. En los oxoácidos siempre la fórmula se escribe en esta orden:
H | E (elemento no metálico como Cl, S, N, C…) | O
La fórmula es HnElOm (n, m = 1, 2…; en la gran mayoría l = 1)
HClO Ác. hipocloroso
+ H2O
+ H2O
“Br2O3 Anh. bromoso” HBrO2 Ác. bromoso
+ H2O
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“I2O5 Anh. yódico” HIO3 Ác. yódico
+ H2O
“Cl2O7 Óxido perclórico” HClO4 Ác. perclórico
+ H2O
El algoritmo de construcción
de este ácido es:
Cl2O7 + H2O = H2Cl2O8
que simplificada es HClO4.
Todos los oxoácidos del
grupo 17 tienen fórmula del
tipo HEOm (m = 1,2,3,4)

3. Todos los oxoácidos del grupo 16 tienen fórmula del tipo H2EOm
(m = 2, 3 ,4, según el EO del elemento E sea +2, +4 o +6). Se
construyen añadiendo al óxido una molécula de H2O.
Existe el ácido H2SO2 y los análogos de Se y Te (EO +2). Su nombre antiguo era en ácido
hiposulfuroso. La IUPAC no acepta es nombre a pesar de que sí admite los antiguos para
los EO +4 y +4 (sulfuroso y sulfórico).
+ H2O
“SO2 Anh. sulfuroso” H2SO3 Ác. sulfuroso
+ H2O
“SO3 Anh. sulfúrico” H2SO4 Ác. sulfúrico
+ H2O
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“SO3 Anh. telurhídrico” H2SO4 Ác. sulfúrico
+ H2O

4. El grupo 15 tiene ácidos que se construyen con 1 molécula de
H2O (especialmente los de N, pero también los de P, As y Sb) y los
que se construyen con 3 (del P, As y Sb).
+ H2O
Existen ácidos del P, As y Sb que se construyen como los del N, es decir, con 1 molécula
de H2O, pero se les llama meta– (metafosfórico, metafosforoso, metaarsenoso…). Los
que se obtienen agregando 3 H2O se llaman orto– (ortofosfórico…) pero al ser los más
importantes se les suprime el prefijo (fosfórico). También existen otros ácidos de estos
elementos pero son mucho menos comunes.
“N2O3 Anh. nitroso” HNO2 Ác. nitroso
+ H2O
“N2O5 Anh. nítrico” HNO3 Ác. nítrico
+ H2O
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“P2O5 Anh. fosfórico” H3PO4 Ác. fosfórico
+ 3 H2O
“Sb2O3 Anh. antimonoso” H3SbO3 Ác. antimonoso
+ 3 H2O
P2O5 + 3 H2O = H6P2O8 que simplificada es:

5. En el grupo 14, los ácidos del C se construyen con 1 molécula de
H2O, pero el del Si requiere 2.
+ H2O
“CO2 Anh. carbónico” H2CO3 Ác. carbónico
+ H2O
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“SiO2 Anhíd. silícico” H4SiO4 Ác. silícico
+ 2 H2O
Hay otros ácidos del silicio,
pero este es el más común

6. El ácido principal del B se construye añadiendo a la molécula de
óxido tres moléculas de H2O. Existe también un ácido metabórico
que se obtiene con 1 molécula de H2O.
“B2O3 Óxido bórico”
+ H2O
H3BO3 Ác. bórico
+ 3 H2O
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7. Se puede hacer una tabla mnemotécnica general de los ácidos
más habituales por analogías de sus fórmulas (por ejemplo, en lo
que se refiere al número de átomos de H)
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B Si P, As, Sb Grupo VI y C Grupo VII y N
H3BO3 (bórico) H4SiO4 (silícico) H3PO4 (fosfórico)
H3PO3 (fosforoso)
H2SO4 (sulfúrico)
H2SO3 (sulfuroso)
____________
H2CO3 (carbónico)
HClO4 (perclórico)
HClO3 (clórico)
HClO2 (cloroso)
HClO (hipocloroso)
_____________
HNO3 (nítrico)
HNO2 (nitroso)
Notas
• En la columna del grupo VI se podría añadir el ácido H2SO2 (EO del S = +2). Ese ácido se llamaba
antes hiposulfuroso, pero la IUPAC no admite ya ese nombre. (También se podría añadir el H2CrO4
(EO del Cr: 6+), llamado antes ácido crómico, pero ya no se acepta ese nombre clásico).
• En la columna del grupo VII se podría añadir por analogía el HMnO4 (EO del Mn = +7), que se
llamaba antes ácido permangánico, pero la IUPAC no acepta actualmente ese nombre aunque sí,
paradójicamente, el de su sal derivada, el permanganato.

8. Se puede recurrir a reglas para conocer la fórmula de la mayoría
de los ácidos oxácidos o probar su imposibilidad. Aparte del
método de adición de moléculas de H2O podemos ver dos más.
MÉTODO A
1. La fórmula general de los ácidos oxácidos se puede considerar que es
HnEOm , pues la inmensa mayoría de las fórmulas de estos ácidos
contienen un solo átomo de E.
2. Si E pertenece al grupo VII o es N, el número de H es 1; si pertenece al
grupo VI o es C, 2. Si E es P, As, Sb o B, 3. Si es Si, 4.
3. El estado de oxidación positivo de E se conoce por el sistema ico/oso
teniendo en cuenta que, en la práctica:
a. Para el grupo VII hay 4 EO (desde per-···-ico a hipo-···-oso).
b. Para los grupos VI, V hay dos EO (-ico y -oso).
c. Para los grupos IV y III hay un EO (-ico).
4. El número de O se puede obtener a partir del EO de E y el número de
hidrógenos, ya que la suma de los EO de la molécula ha de ser 0.
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Ejemplos del método A
Ácido hipocloroso. Por ser el Cl del grupo VII el número de H es 1: HEOm.
Como el nombre es hipo-···-oso y el Cl tiene 4 EO (+7, +5, +3, +1), en este
caso hay que tomar el menor (+1). Los EO del H y el Cl suman +2. Por eso,
necesitamos un solo O (EO –2). La fórmula es HClO.
Ácido sulfuroso. Por ser el S del grupo VI el número de H es 2: H2EOm. Como
el nombre es -oso y el S tiene 3 EO (+6, +4, +2), en este caso hay que tomar
+4. Los EO del H y S suman +6. Por eso, necesitamos tres O (EO –2). La
fórmula es H2SO3.
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MÉTODO B
(Para desestimar fórmulas imposibles)
1. La fórmula general de los ácidos oxácidos se puede considerar que es
HnEOm , pues la inmensa mayoría de las fórmulas de estos ácidos
contienen un solo átomo de E.
2. Si el EO de E es impar, el número de H ha de ser impar, ya que impar +
impar = par (positivo) y solo de esa forma puede compensarse el EO del
O, que es par negativo (–2). Por análogo razonamiento, si el estado de
oxidación positivo de E es par, el número de H ha de ser par.
3. Sabido lo anterior, el número de O se obtiene por tanteo.
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Ejemplos
Ácido carbónico. Por acabar en -ico, el C tiene aquí tiene su EO, que es +4, es decir,
par. Por tanto, podrá tener 2 o 4 H (5 H es poco probable en los ácidos habituales).
Como el EO del H es 1+, si tuviera 2 H se necesitarían 3 O para compensar y la
fórmula sería y H2CO3; si tuviera 4 H se necesitarían 4 O y la fórmula sería H2CO4. El
método no nos sirve para averiguar qué ácido es (en realidad es el primero), pero al
menos nos dice que solo estos serían posibles. No sería posible, por ejemplo, HCO3.
.
Ácido fosfórico. Por acabar el nombre en –ico, el P tiene EO +5, que es impar. Puede
tener 1 o 3 H (5 H es poco probable en los ácidos habituales). Si tuviera 1 se
necesitarían 3 O y la fórmula sería y HPO3; si tuviera 3 H se necesitarían 4 O y la
fórmula sería H3PO4. (En realidad es este).
Un caso especial
Ácido difosfórico. Este es un ácido muy especial. El prefijo “di” denota que en esta
caso la fórmula es HnE2Om, por lo que no valen las reglas anteriores, pero sí una
derivación de las que estamos viendo. Por acabar el nombre en –ico, el P tiene EO
+5; como son dos, en total +10. Como 10 es par, tiene que hacer un número par de
H: 2, 4, 6… Si H = 2 ha de haber 6 O; si H = 4, 7 O, etc. Varias fórmulas correctas
serían H2P2O6, H4P2O7, H6P2O8… (la correcta es la segunda).
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Ejemplo
HNO3. Los EO del H y el O son, respectivamente, +1 y –2. Por tanto, para
compensar, el N ha de tener EO +5. Como el N es de la familia V, a efectos
de formulación oso/ico puede tener EO +5, +3 y +1. Como usa el más alto, la
molécula es ácido nítrico.
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Más fácil resulta encontrar un nombre a partir de una fórmula

1. Si a un ácido se le quitan sus H se obtiene un anión con carga
negativa igual al nº de H quitados. El nombre procede del del ácido
así: -ico  -ato y -oso  -ico. El anión más un metal da la oxosal.
Ácido
H2SO4 ác. sulfúrico
H2CO3 ác. carbónico
Anión del ácido
HClO4 ác. perclórico
HNO3 ác. nítrico
H3PO4 ác. fosfórico
HClO ác. hipocloroso
SO4
2– sulfato
CO3
2– carbonato
ClO4
– perclorato
HNO3
– nitrato
PO4
3– fosfato
ClO– hipoclorito
Sal
CaSO4 sulfato de calcio
Pb(CO3)2 carbonato de plomo(IV)
AgClO4 perclorato de plata(I)
Fe(NO3)2 nitrato de hierro(II)
Ba3(PO4)2 fosfato de bario
NaClO hipoclorito de sodio
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2. Cuando un ácido tiene más de un H, puede retener alguno(s) de
sus H para dar sales que se denominan “sales ácidas”. El nombre de
la sal da constancia de que existen esos H.
Ácido
H2SO4 ác. sulfúrico
Anión del ácido
H3PO4 ác. fosfórico
HSO4
– hidrogenosulfato
H2PO4
– dihidrogenofosfato
Sal ácida
Ca(HSO4) hidrogenoulfato de calcio
Fe(H2PO4)2 dihidrogenofosfato de hiero(II)
Antiguamente estas sales se nombraban añadiendo el prefijo bi- y de
hecho, aunque la IUPAC no lo acepta, se sigue diciendo “bicarbonato
sódico” para el NaHCO3 (hidrogenocarbonato de sodio)
H3PO4 ác. fosfórico HPO4
2– hidrogenofosfato Fe2(H2PO4)3 hidrogenofosfato de hiero(III)
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7. Apéndice: otras especies de interés

1. Existen especies que no se han tratado hasta aquí pero que
aparecen mucho en los ejercicios de química
NH4
+ catión amonio (aparece en sales como (NH4)2SO4, sulfato de amonio)
El dicromato, el permanganato y el tiosulfato tienen cierta importancia porque
aparecen en problemas de equilibrios rédox. El cromato es análogo al sulfato (EO +6 en
ambos casos; el permanganato es análogo al perclorato; EO +7, ambos)
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El grupo NH4
+ se comporta químicamente como los cationes
alcalinos (por ejemplo, las sales amónicas son muy solubles)
CN– anión cianuro (aparece en sales como KCN, cianuro de potasio)
El grupo CN– se comporta químicamente
como los aniones halogenuro (F–, Cl–, Br–, I–)
CrO4
– anión cromato (la IUPAC acepta este nombre, pero no el de su ácido
progenitor, que en nomenclatura clásica era “ácido crómico”
Cr2O7
2– anión dicromato (la IUPAC acepta el nombre, pero no el de ácido dicrómico)
MnO4
– anión permanganato (la IUPAC lo acepta, pero no “ácido permangánico”)
S2O3
2– anión tiosultafo (la IUPAC lo acepta)

Basado en:
W. R. Peterson. Fundamentos de Nomenclatura Química
Reverté, 2012
-------------------------------------------------------------------------------------------------
Grupo de Trabajo de Nomenclatura de Química Inorgánica de la RSEQ
Resumen de las normas IUPAC 2005 de Nomenclatura de Química Inorgánica
para su uso en Enseñanza Secundaria y recomendaciones didácticas
6-DocumentoFinal-Todo.pdf (rseq.org)
RSEQ, 2016

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