4° comp inorganicos

NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄

UNIDAD 4.- COMPUESTOS INORGÁNICOS
4.1.- DEFINICIÓN.- Los compuestos inorgánicos, son sustancias constituidas por
moléculas de átomos de dos o más elementos, sin que posean el Carbono como principal o
mas abundante constituyente molecular, como sucede en los compuestos orgánicos.

INTRODUCCIÓN
Características generales .- Son en su mayoría de carácter iónico, con altos puntos de
fusión y de ebullición , solubles sobre todo en agua , buenos conductores de la electricidad
a excepción de los covalentes. Estan construídos con enlaces iónicos y covalentes.

Reactividad de los compuestos inorgánicos.- Sus reacciones son casi siempre iónicas:
instantáneas, sencillas y rápidas.

De donde llegaron los compuestos inorgánicos: Según la Teoria del Big Bang. “La
materia un “huevo” condensado era un núcleo primitivo, con temperatuta de 1032K, que
explosionó distribuyendo la materia y radiación por el espacio. Con ello generó las
primeras partículas; “ quarks “ y las 4 principales fuerzas universales: gravitacional,
electro-magnética, nuclear fuerte y nuclear débil”. La energía solar y reacciones
nucleares de fisión y fusión favorecieron la generaron hidrógeno , helio, etc.. que por
interacción energética dieron forma a todos los compuestos inorgánicos.

4.2.- Clasificación de los compuestos por su número de elementos :

A). BINARIOS 1.Los Hidruros 1.1.Hídridos metálicos o salinos
De dos elementos. 1.2.Hídridos ácidos
1.3.Hídridos básicos o nitrogenoides
. 1.4. Hídridos Homólogos
2. Los Oxidos 2.1.Óxidos básicos ó metálicos. Fe2O3
2.2.Óxidos ácidos ó Anhídridos. SO2

3.- Las Sales sencillas o hidrasales = Metal con No metal. NaCl

B) TERNARIOS.-De 3 elementos 1.Hidróxidos ; Ca(OH)2,
. 2.Óxiácidos; H2SO4
. 3. Oxisales ; CuSO4 .
.
C) CUATERNARIOS De 4 elementos. 1.- Sales ácidas; NaHCO3
. 2.- Sales básicas; Al( OH )2NO3
. D) Con más de 4 elementos 3.- Sales Dobles: CuCoAsO4 Quím Wong 黄
Complejos de coordinación

1


4.3.- Valencia y número de Oxidación.

Valencia.- Es la capacidad de combinación que tienen los átomos de cada elemento,
depende de la participación de los electrones de su capa más externa.
El número o estado de oxidación.- Es la carga eléctrica del ión, sin que nos
importe si ésta es negativa ó positiva. O si es el compuesto es iónico o covalente..
Ver tabla de los números de oxidación.

4.4.- Formulación de un compuesto binario: Ejemplo del sulfuro férrico, éste, está
-2
formado por el anión sulfuro S ( de N° de oxidación de -2) y el catión férrico es
+3
Fe , (cuyo número o estado de oxidación es de +3 ) .
Anotación de la fórmula de las moléculas.- La suma de los estados de oxidación de
las moléculas dá CERO : son neutras
 Procedimiento: Primero anote los elementos con sus n° de oxidación y para
balancear las cargas de manera que la suma de ellas dé cero; baje ésos
números en forma cruzada para que queden como subíndices, que indican el
número de átomos requeridos para su neutralidad.
+3 -2 +3 -2 +3 -2 FORMULA CORRECTA
Fe con S = Fe2 S 3 Fe2 S3 Fe2 S3
metal no metal Balanceo + 6 - 6 = 0

Cationes.- La carga eléctrica del elemento es positiva cuando sus átomos han perdido suficientes
electrones en la oxidación para convertirse en CATIONES.
Aniones.-La carga eléctrica del elemento es negativa cuando sus átomos han ganado suficientes
electrones en la reducción para llamarse ANIONES.

REDUCCION Aniones Cationes OXIDACIÓN _
. .

. -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
4.5.- Reglas para la formulación de compuestos inorgánicos
 1.-Al elemento en estado elemental se le anota cero de carga eléctrica.
Ejemplos; Metales = Cu°, fierro Fe° etc.. .Y los Gases nobles: He, Ne, Ar ,..Ojo:
Las moléculas de los gases son diatómicas: Dihidrógeno: H2,dioxígeno O2,
dinitrógeno N2, dicloro Cl2, También hay moléculas poliatómicas de un elemento,
como los alótropos, ejemplo: O3 ozono o trioxígeno, S8 octazufre o ciclooctazufre,
P4 tetrafósforo,
 2) En un compuesto, el elemento menos electronegativo tiene carga positiva,
y el más electronegativo tiene carga negativa. Los grupos IA y IIA, son los
metales más activos, sus números de oxidación describen muy bien la carga que
tiene cada metal de éstos; el carácter fuertemente iónico. En los compuestos los
metales alcalinos (IA) trabajan con +1 y los metales alcalino térreos(IIA) con +2
Los elementos de los grupos IIIA y IVA de la Tabla Periódica conforman
compuestos claramente de carácter covalente. .
 3) En un compuesto la suma de las cargas + y - debe ser igual a cero. Fe2 O3-2
+3

El Fierro que pierde 3 electrones trabaja con +3 y c/ oxígeno acepta 2 e- +6 – 6 = 0

2



 4) El Oxigeno trabaja con estado de oxidación de -2,
excepto en los peróxidos en los que trabaja con –1, que se caracterizan por
llevar el grupo PEROXO ( - O – O -) ,representado como O22-. Ejemplo en el
Peróxido de Hidrógeno = H2O2

 5) En un ion poliatómico su carga indica la suma de los estados de oxidación de
cada uno de los átomos que lo forman . Ejemplo: Ión sulfato y el ion sulfito

Sulfato S+6 O-24 -2
= SO4 -2
Sulfito S+4 O-23 -2
= SO3 -2

+6 -8 = carga +4 -6 = carga

 6) El Hidrógeno trabaja con estado de oxidación de +1, excepto en los
hidruros (Metal con hidrógeno) que es de –1. Ejemplo; Hidruro de sodio
Na+H-
 7)Los no metales, cuando se combinan con el hidrógeno, actúan con el
número de oxidación negativo, igual que cuando forman sales binarias.

 8) Ver en la tabla periódica los estados de oxidación posibles para cada elemento,
- Se permite “ hemi ”para la relación 1:2 y “sesqui” para la relación 2:3 .
Los grupos de átomos se indican mediante prefijos numéricos multiplicativos (bis, tris,
tetraquis, etc.) sobre todo si el nombre del grupo incluye otros prefijos numerales

4.6.-NUMEROS DE OXIDACION DE LOS ELEMENTOS MAS COMUNES
1) Números de oxidación posibles de los METALES

Elemento Símb.Valencias Elem. Símb.Valen. Elem.Símb.Valencias

Litio Li +1 Berilio Be +2 TRABAJAN CON+1(oso) Y +2(ico)
Sodio Na +1 Magnesio Mg +2 Cobre Cu+1 y Cu+2
potasio K +1 Calcio Ca +2 Mercurio Hg+1 y Cu+2
Rubidio Rb +1 Estroncio Sr +2 TRABAJAN CON+2(oso) y+3(ico)
Cesio Cs +1 Bario Ba +2 Hierro Fe+2 y Fe +3
Francio Fr +1 Radio Ra +2 Cobalto Co+2 y Co +3
Plata Ag +1 Cinc Zn +2 Niquel Ni+2 y Ni +3
+2 y +3
Oro Au +1 y +3 Cadmio Cd +2 Vanadio Vd Vd

TRABAJAN CON: Estaño Sn+2 y Sn +4 Plomo Pb+2 y
Pb +4
.
+2 (oso) Y +4 (ico) Platino Pt+2 y Pt +4 Paladio Pd+2 y
Pd +4
. Iridio Ir +2 y Ir +4
Aluminio Al-3 y Al+3

Cromo Cr+2, Cr+3, Cr+4 ( Óxidos) Cr6+ y Cr+7 ( Anhídridos)

Manganeso Mn+2,+3,+4( Óxidos),y Mn 6+, +7 (Anhídridos)

Molibdeno Mo+2, Mo +3, Mo +4 ,y Mo +7

3


2) Elementos, Símbolos y Valencias más comunes de los NO metales
+1 y -1 +1
Hidrógeno=H Ión Amonio= NH3

Boro = B-3 y +3
Carbono = C-4 +4, +2 Silicio = Si -4 +4, +2
-3, +5, +4, +3, +2, +1
FAMILIA VA, DEL NITRÓGENO Nitrógeno=N
-3,+5,+3 -3,+5,+3 -3,+5,+3 -3,+5,+3
Fósforo=P Arsénico= As Antimonio=Sb Bismuto= Bi

FAMILIA VIA, DEL OXÍGENO
-2 y -1 -2, +2, +4, +6 -2, +2, +4, +6 2, +2, +4, +6
Oxígeno=O Azufre=S Selenio=Se Telurio=Te-

FAMILIA DE VIIA, LOS HALÓGENOS -1, +1, +3, +5, +7
Fluor F-1, +1, +3, +5, +7 Cloro= Cl-1, +1, +3, +5, +7 Bromo= Br-1, +1, +3, +5, +7 Iodo=I -1, +1, +3, +5, +7
Astato = At -1, +1, +3, +5, +7

N° de oxidación______EJEMPLO DE ANIONES MONOATÓMICOS_______________
-1 -1 -1 -
Con -1 : Fluoruro F Cloruro Cl Bromuro Br Yoduro I 1
-2 -2 -2 -2
Con -2 : Óxido O Sulfuro S Seleniuro Se Telururo Te
Con -3 : Nitruro N-3 Fosfuro P-3 Arseniuro As-3 __
-4 -4
Con -4 : Carburo C Siliciuro Si
Algo más sobre el estado ó número de oxidación:Es difícil hablar del Sulfuro de Zinc,
+2 -2
como sustancia iónica,( con iones Zn más iones S ) o como sustancia covalente polar,
pues el Zinc y el Azufre comparten un par de electrones casi pero no totalmente por igual.
No hay un 100% en lo iónico, ni en lo covalente. Y hay veces, es difícil diferenciar entre
un compuesto iónico y un compuesto covalente, por éste motivo se creó el concepto de
estado de oxidación o número de oxidación, para quitarnos de éstas broncas confusas,
para manejar el mismo modelo tanto para describir los compuestos iónicos, como a los
covalentes (considerando a éstos como como si tuvieran iones; sabiendo que no los tienen).

El número de oxidación es la carga que tendría un átomo si su compuesto fuera iónico.
Por ejemplo el SrF2 Es un compuesto bastante iónico, el número de oxidación para el
estroncio es +2.
El CO es un compuesto muy covalente, el número de oxidación para éste Carbono es +2.
Observamos que no damos importancia si es iónico ó si es covalente cuando asignamos el
número de oxidación. Los grupos IA y IIA, son metales muy activos = Y POR LO
TANTO fuertemente iónicos. Los grupos IIIA y IVA describen compuestos que son
claramente definidos de carácter covalente.
Nota; Aunque se asigne un numero de oxidación de +3 al Aluminio y de -1 al bromo, en el

4


AlBr3 Bromuro de aluminio, ES ERRÓNEO SUPONER QUE el AlBr3 contiene iones
Al+3 con iones Br-1, YA QUE en realidad existe como moléculas Al2Br6 .

Estas observaciones se agravan cuando tratamos con los elementos de transición, por
ejemplo el Óxido de Manganeso MnO, es un compuesto suficientemente iónico como para
que la consideremos como tal, que contiene iones Mn+2 y O-2.

Por otro lado el Mn2O7 Anhídrido permangánico ( nombre tadicional) u Heptaóxido de
Manganeso II es un compuesto COVALENTE que hierve a temperatura ambiente. Por lo cual es
mejor considerar que el Mn2O7 tiene manganeso en estado de oxidación de + 7 en lugar de
+7
pensar en iones Mn .
Fórmula desarrollada
del Mn2O7 Anhídrido permangánico

Sabía usted que: El Manganeso proviene de la mena Pirolusita, MnO2 . Del griego pyrós, fuego y
lisis, descomposición. No se le encuentra nativo: El MnO2 tiene un 63% de .manganeso, pero se
usan otras como la braunita (MnS12O3) de 69%. Forma Critales tetragonales
Usos: industria siderúrgica, fabricación de baterías secas, producción de acero, aleaciones
ferromanganeso, purificador ; de hierro al que le quita el oxígeno y el azufre. Decolorante :
de vidrios . Se utiliza en pinturas y barnices, para pintar cristales y cerámica . En tintes para el
algodón como sulfato de manganeso (II) (MnSO4

4.7.- NUMEROS DE OXIDACION DEL MANGANESO y CROMO
+2 ,+3 +4 + 6 , +7
. Mn Mn Mn

 Al trabajar con +2 y +3 , el Mn se comporta como un METAL , formando OXIDOS
METALICOS o BASICOS ejemplo:
+2 -2
Óxido de manganeso II =Mn O = MnO
+3 -2
Óxido de manganeso III=Mn O = Mn2O3 Dados con NOMENCLATURA Stock
 Cuando el Mn trabaja con +4 produce un OXIDO que solo lo podemos nombrar como:
Dioxido de Manganeso: Mn2O4 = MnO2
 Cuando el Mn trabaja con +6 Y +7 se comporta como un NO METAL formando
OXIDOS NO METALICOS u Óxidos Ácidos, también llamados ANHÍDRIDOS.

Anhídridos del Manganeso

Si el Mn trabaja con +6 Y +7 Nombre Tradicional NOMENCLATURA Stock
+6 -2 Anhídrido mangánico Óxido de manganeso VI
Mn O 3 = MnO3
+7 -2 Anhídrido permangánico Óxido de manganeso VII
Mn 2O 7 = Mn2O7
Nota: Igual sucede con el Cr

4.8.- NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORG.

5


1.- Nomenclaturas.- La International Union of Pure and Applied Chemistry,( IUPAC ),
acepta tres sistemas de nomenclatura:
 1).- La nomenclatura sistemática, racional ó iupac:
Refiere la atomicidad de cada uno de los elementos de la molécula del
compuesto, con prefijos numéricos griegos: mono, di, tri, tetra, penta, hexa,
hepta, etc.. Ej: Fe2O3 Trióxido de dihierro
. Prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico.
 2).- La nomenclatura stock-Werner : Emplea números romanos para
indicar el estado de oxidación del metal. Ej. En lugar de “ ferroso “ Fe+2
se escribe Fe (II) . En vez de “férrico” Fe+3 es Fierro (III) .
Nombre genérico + de + nombre del elemento + el No. de valencia
Ejemplo: Fe2+3S3-2 Sulfuro de hierro (III)
 3).- La nomenclatura clásica, tradicional ó funcional. Si el metal trabaja
con una valencia menor y una mayor . “oso” para la menor e “íco” para
la mayor. Ej: Ferroso y Férrico.
Regla para las oxidaciones de los NO METALES

Para el NO metal de los ANHÍDRIDOS Para el NO metal de las OXISALES
y para el NO metal de los OXIÁCIDOS Valencias
Valencias +1 ó +2 Hipo _____ito
+1 ó +2 Hipo______oso +3 ó +4 _____ito
+3 ó +4 ______oso . +5 ó +6 _____ato
+5 ó +6 _______ico .

+7 per_______ico . +7 per ______ato

1.-.- COMBINACIONES BINARIAS HIDROGENADAS O HÍDRIDOS

1).- HIDRUROS METÁLICOS O SALINOS
. Son combinaciones binarias de HIDROGENO con un METAL .
-1
Son compuestos iónicos . El ion hidruro trabaja con valencia de H , y .
por ser más electronegativo que los metales, se anota a la derecha
del Metal. Tanto en la nomenclatura tradicional como en la de Stock, el .
nombre genérico es la palabra hidruro seguida del nombre del metal .

en genitivo o adjetivado . En la nomenclatura sistemática se utilizan prefijos
numerales para indicar el número de átomos de hidrógeno.

N O M E N C L A T U R A S DE LOS HIDRUROS
FORMULA SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL
LiH MONOHIDRURO DE LITIO Hidruro de litio HIDRURO DE LITIO
NaH MONOHIDRURO DE SODIO Hidruro de sodio HIDRURO SÓDICO
KH MONOHIDRURO DE POTASIO Hidruro de potasio HIDRURO POTÁSICO
CuH MONOHIDRURO DE COBRE Hidruro de cobre I HIDRURO CUPROSO

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BeH2 DIHIRURO DE BERILIO Hidruro de berilio HIDRURO CUPROSO
SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL
CaH2 DIHIRURO DE CALCIO Hidruro de calcio HIDRURO CALCICO
BaH2 DIHIDRURO DE BARIO Hidruro de bario HIDRURO BÁRICO
AlH3 TRIHIDRURO DE ALUMINIO hidruro de aluminio HIDRURO ALUMÍNICO
FeH2 DIHIDRURO DE HIERRO hidruro de hierro II HIDRURO FERROSO
FeH3 TRIHIDRURO DE HIERRO hidruro de hierro III HIDRURO FÉRRICO
MnH3 TRIHDRURO DE MANGANESO Hidruro d Manganeso III HIDRURO MANGÁNICO
CoH2 DIHDRURO DE COBALTO hidruro DE COBALTO (II) HIDRURO COBALTOSO
SnH4 TETRAHIDRUDO DE ESTAÑO Hidruro de estaño (IV) HIDRURO ESTANNICO
PbH4 TETRAHIDRURO DE PLOMO Hidruro de Plomo (IV) HIDRURO PLÚMBICO

Sabía que: Una novedosa mezcla de hidruro de litio y nanotubos de carbono rellenos de oro
demostró ser capaz de convertir la radiación directamente en electricidad, por lo que podría
servir para impulsar las naves espaciales en misiones largas. Además los hidruros
metálicos son una buena opción en la fabricación de celdas del combustible hidrógeno.

2) HIDRUROS ÁCIDOS ó Ácidos de Halogenuro HnXn
Combinación del H con Halógenos (F, Cl, Br, I) o Calcógenos (S, Se, Te), los que
actúan con valencia 1 y 2 respectivamente. Son compuestos moleculares gaseosos y su
carácter ácido lo manifiestan cuando se disuelven en agua, dando soluciones ácidas.
NOMENCLATURA DE LOS HIDRÁCIDOS.- Ej. Escriba:
Acido Raíz del elemento, terminación hídrico.

HCl ACIDO CLOR + HIDRICO = ÁCIDO CLORHÍDRICO
O bien, agregue el sufijo -uro a la raíz del nombre del
elemento,seguido de la preposición de hidrógeno.
Ejemplo
Raíz del elemento Sufijo uro
HCl CLOR URO DE HIDRÓGENO = Cloruro de Hidrógeno
HCl Acido clorhídrico. Disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno
Es muy corrosivo y ácido. Es “Monoprótico”porque tiene solo un Hidrógeno.
H2S Acido sulfhídrico o sulfuro de hidrógeno gas, más pesado que el aire, infla-
mable, incoloro, tóxico , de olor a huevos podridos, gas de alcantarilla. “Diprótico = 2 H
Ejercicios. Nombrar los siguientes hidrácidos:HF _______ H2Se _________
Escribir las fórmulas químicas de los siguientes hidrácidos
Acido bromhídrico _____ Acido yodhídrico _____ Acido telurhídrico ___
Se acostumbra incluir también entre los hidrácidos al HCN (ácido cianhídrico) yal HN3 (azidade
hidrógeno)
Hay azidas iónicas y Azidas covalentes
Se le llama “ Azida “al anión con fórmula N3- .
Es la base conjugada del ácido hidrazóico. La
azida es también un grupo funcional en química
orgánica, es un anión linear que tiene
propiedades isoelectrónicas con CO2 y N2O.
Debido a la teoría enlaces valencia la azida

7


puede ser descrita con diferentes estructuras resonantes, una de las más importantes es
N-=N+=N-.

La azida sódica, NaN3, Sal muy tóxica, blanca, se emplea como “propelante” en
la fabricación de airbags .Aproximadamente 130g de azida de sodio producen 67 L
de nitrógeno gaseoso, lo que es suficiente para inflar la bolsa de aire del auto -
móvil. Investigar la reacción. A 275ºC = NaN3 Na + 3/2 N2
En menos de 40 milisegundos un mol de azida (65 gr.) produce 1,5 moles de N2 ,
es decir unos 35 L de gas nitrógeno. Con el impacto se cierra un circuito eléctrico
que enciende una mezcla de boro y nitrato sódico (B + NaNO3) cuyo calor de
reacción es el que produce la descomposición térmica de la azida NaN3 .
3.- HIDRUROS BÁSICOS_ O NITROGENOIDES
Así se les denomina a las combinaciones de átomos H con átomos de los elementos
Nitrogenoides (N, P, As, Sb ) , del grupo VA: Nitramina, Fosfina, Arsina, Estibina.
Se nombran agregando el sufijo -ina a la raíz del nombre del elemento.

NH3 Nitramina o amoníaco, trihidruro de nitrógeno,
hidruro de nitrógeno (III), gas de amonio o AM-FOL

PH3 Fosfina o trihidruro de fósforo, fosfuro de hidrógeno.
Es un gas incoloro que huele a pescado podrido. Usos; Insecticidas,
Fumigantes (para granos almacenados)
AsH3 Arsina o trihidruro de arsénico, Su principal uso es en la industria
electrónica, y como gas dopante para la formación de materialessemiconductores

SbH3 Estibina o Hidrógeno antimoniado, Antimoniuro de hidrógeno.- Gas
tóxico. Se forma cuando los compuestos del antimonio reaccionan con
algún ácido.
El carácter básico de éstos HÍDRIDOS se manifiesta porque fácilmente
son aceptores de los protones (H+) del agua (origina iones dando lugar a los
iones amonio, fosfonio, etc.
-
Ejemplo de sus reacciónes básicas con el OH ):
+ -
NH3 + H2 O NH4 + OH NH4OH
amoniaco ión amonio Ión oxhidrilo Hidróx. de amonio
+ -
PH3 + H2O PH4 + OH PH4 OH
Fosfina ion fosfonio Ión oxhidrilo Hidróx. de Fosfonio
-
AsH3 + H2 O AsH4+ + OH AsH4 OH
Arsina ion arsonio Ión oxhidrilo Hidróx. Arsonio
4) HIDRUROS O HÍDRIDOS HOMÓLOGOS____Terminan en-ANO
Son combinaciones del H con elementos CARBONOIDES( Gpo IVA).
Se nombran agregando el sufijo -ano a la raíz del nombre del elemento.
Son compuestos moleculares gaseosos.

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CH4 Metano
PbH4 Plumbano es muy inestable, se forma en trazas, cuando se tratan con
ácido aleaciones de magnesio-plomo.
SnH4 Estanano , tetrahidruro de estaño, hidruro de estaño (IV),ó hidruro
estánnico
SiH4 Silano o tetrahidruro de silicio
GeH4 Germanano
B2H6 diborano = Es un Gas incoloro a temperatura ambiente, dá un olor dulce
repulsivo, se mezcla con el aire, formando fácilmente mezclas explosivas,
propelentes de cohetes, como vulcanizador de gomas, como un
catalizador para la polimerización de hidrocarburos
COMBINACIONES DEL HIDRÓGENO
Del grupo IVA Del grupo VA VIA VIIA
CH NH HO HF
4(g) 3(g) 2 (l) (g)
SiH PH HS HCl
4(g) 3(g) 2 (g)
GeH AsH H Se HBr
4(g) 3(g) 2 (g) (g)
SbH H Te HI
3(g) 2 (g) (g)
Nota: En LA NOMENCLATURA SISTEMÁTICA Ó IUPAC
Puede haber confusión con algunos compuestos como en las sales dobles, triples, oxisales
y similares, se pueden emplear los prefijos bis-, tris-, tetras-, etc. Ejemplo:

Ca5F (PO4)3 Ya que si se usara el término trifosfato, se estaría hablando del anión
trifosfato que se escibe como [P3O10]5-, en cuyo caso la fórmula
sería: Ca8F (P3O10)3. Fluoruro tris (fosfato) de calcio
. Fluoruro tris (fosfato) de calcio

Los compuestos inorgánicos se clasifican según por su función química y por el número
de elementos químicos contenidos.

¿ Qué es una función química ? Es el átomo o grupo de átomos que caracterizan a los compuestos a que
reaccionen de manera semejante al contacto con otras sustancias. Por ej: Los ÁCIDOS tienen la función “Ácido” ion
H+1 , que se caracterizan por neutralizar a las BASES; que tienen función Hidróxido; ion OH-1 ; Para formar SAL Y
AGUA
Las principales funciones químicas son: Ácidos, Hidróxidos ó bases, Óxidos, y Sales.

Sabía que: El silano SiH4 o hidruro de silicio (IV) o tetrahidruro de silicio a temperatura
ambiente es un gas pirofórico = es decir que entra en combustión espontáneamente .
Si2H6 = disilano Si3H8 = trisilano

El gas Germano = muy empleado en la fabricación de semiconductores

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3.- SALES SENCILLAS O HALOIDEAS

4.- ÓXIDOS

4.1.-ÓXIDOS BÁSICOS
FOR- SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL
MULA ( atomicidad ) ( N°romanos)

Li2O monóxido de dilitio óxido de litio Óxido de litio
Sirve como fundente en los vidriados cerámicos, crea blues con cobre, y rosados con
cobalto. Como cátodo en baterías . Se utiliza para alimentar los dispositivos
electrónicos,desde teléfonos móviles hasta computadoras portátiles a batería coches
Na2O monóxido de disodio Óxido de sodio Óxido de sodio
Se utiliza en cerámica y cristales con agua produce hidróxido del sodio
K2O monóxido de dipotasio Oxido de potasio Oxido de potasio
Es soluble en agua .28% p/p (40% .p/v) favorece la planta a las heladas y a la sequía, y la
maduración de frutos .
Rb2O monóxido de dirrubidio Óxido de rubidio Óxido de rubidio
por su gran reactividad, al igual que el litio y el potasio, se emplea para eliminar
totalmente los gases en la manufactura de tubos de electrones al vacío, y en
aplicaciones electrónicas tales como los fotocátodos luminóforos semiconductores
BeO monóxido de berilio Óxido de berilio Óxido de berilio
se emplea cuando son necesarias elevadas conductividades térmicas y propiedades
mecánicas, punto de fusión elevado y aislamiento eléctrico .
MgO monóxido de magnesio Óxido de magnesio Óxido de magnesio
Periclasa, magnesia calcinada para la preparación de carbonatos básicos de magnesio y de
morteros resistentes al agua. Su uso en la fabricación de materiales refractarios , en la
fabricación de abonos y en la preparación de medicamentos contra la acidez de estómago.
Es un antídoto para muchos tipos de intoxicaciones. .

CaO monóxido de calcio Óxido de calcio Óxido de calcio
Cal viva, uso en arcos de luz de alta intensidad (luz de cal) y como agente deshidratante
industrial.Reacciona violentamente con el agua, haciendo que ésta alcance los 90 °C. Se forma
entonces hidróxido de calcio, también llamado cal apagada, o Ca (OH)2. En el proceso de
nixtamal, para hacer sémola de maíz y masa para tortillas
BaO monóxido de bario Oxido de bario óxido de bario
Hay dos tipos básicos de vidrio óptico: Flint: es un vidrio que generalmente
contiene altos porcentajes de óxido de plomo, lo cual hace que presente un índice
de refracción y un grado de dispersión elevados. Y el Crown: es un vidrio que
contiene óxido de bario y combina un elevado índice de refracción con una baja
dispersión

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Al2O3 Trióxido de dialuminio Óxido de aluminio Óxido de aluminio
Es anfótero, es decir, presenta a la vez propiedades ácidas y básicas. En un
medio oxidante, en particular en el aire, se cubre de una densa película de óxido
que lo protege contra la corrosión. Por esta razón, los materiales hechos de
aluminio no se oxidan

Ga2O3 Trióxido de galio Óxido de galio (III) Óxido gálico
Son sustancias fosforescentes de óxidos, basadas en óxidos de galio dopados,
gelatos y germanatos alcalinotérreos, para materiales de dispositivos de
visualización electroluminicentes rojo-naranja
In2 0 3 Trióxido de diindio Óxido de indio Óxido de indio
En 1980 despertó interés el uso de fosfuros de indio como semiconductores y las
películas delgadas de óxidos de indio y estaño para el desarrollo de pantallas de
cristal líquido (LCD). Esto es debido a que el uso del indio permitió la obtención del
color azul en diodos LED .
El transistor es un dispositivo electrónico semiconductor que cumple funciones de
amplificador, oscilador, conmutador o rectificador. El término "transistor" es la
contracción en inglés de transfer resistor ("resistencia de transferencia").
Actualmente se los encuentra prácticamente en todos los aparatos

CoO Monóxido de cobalto Óxido de cobalto (II) Óxido cobaltoso .
El óxido de cobalto tiene el aspecto de un polvo de color que puede variar del gris
al negro. También conocido con el nombre de negro de cobalto, el cobalto óxido
es prácticamente insoluble en el agua, pero es soluble en los ácidos concentrados.
El negro de cobalto se utiliza principalmente como pigmento para la coloración de
cristales y esmaltes.

Co2O3 Trióxido de dicobalto Óxido de cobalto (III) Óxido cobáltico
Hay 3 óxidos de cobalto: el cobaltoso gris, CoO; el cobáltico negro, Co2O3,
formado al calentar compuestos a baja temperatura en exceso de aire, y el
cobaltósico, Co3O4, el óxido estable.

CuO Monóxido de cobre Óxido de cobre II Óxido cúprico
Polvo negro irritante, daña al sistema endocrino y sistema nervioso central.,
causa conjuntivitis . Es un pigmento de cerámicas les produce esmaltes azul,
rojo y verde (y a veces gris, rosa o negro). Como soluciones de hidróxido de
cupramonio, para fabricar rayón. Se trata de un abrasivo usado para pulir los
equipos ópticos. Para producir pilas secas y húmedas como cátodo, con litio como
ánodo, y dioxalano mezclado con perclorato de litio como electrolito. En aleaciones
de cobre. El CuO elimina materiales peligrosos tales como cianuro, hidrocarburos,
hidrocarburos halogenados y dioxinas, a través de oxidación.

Cu2O óxido de dicobre óxido de cobre (I) óxido cuproso
PRODUCTO FITOSANITARIO. Toxicología: Xn - NOCIVO. Nocivo por ingestión.
No respirar el polvo. Es Muy Tóxico para los organismos acuáticos

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FeO óxido de hierro óxido de hierro (II) óxido ferroso
Sólido negro se puede absorber por inhalación : Puede incendiarse
espontáneamente en contacto con el aire
Fe2O3 Trióxido de dihierro Óxido de hierro III Óxido férrico
. ó sesquióxido de hierro
El óxido férrico, un polvo rojo amorfo, se obtiene por tratamiento de sales férricas
con una base o por oxidación de la pirita. Se usa como pigmento, conocido como
rojo hierro o rojo Veneciano; como un abrasivo para pulir y como medio
magnetizable sobre discos y cintas magnéticas.
PbO óxido de plomo óxido de plomo (II) óxido plumboso u

Litargirio = Sólido cristalino, anaranjado se utilizan para baterías de autos, para la
insonorización de máquinas, pues es muy efectivo en la absorción del sonido y de
vibraciones, Se usa como blindaje para la radiación en reactores nucleares y
en equipos de rayos X. para la producción de vidrios de alto índice de refracción
para fabricar lentes acromáticas. dos formas: roja: estructura cristalina tetragonal y
amarilla: estructura cristalina orthorhombica.

SnO Óxido de estaño Óxido de estaño (II) Óxido estannoso

Sólido Gris plateado brillante, ampliamente utilizado en aplicaciones tecnológi-cas,
destacándose como catalizador, sensor de gases, y en la fabricación de varistores,
conductores transparentes, electrodos electrocatalíticos y celdas fotovoltaicas

SnO2 Dióxido de estaño Óxido de estaño (IV) Óxido estánnico

Es un polvo blanco, insoluble en ácidos y álcalis. Es un excelente opacador de
brillo y componente de colorantes cerámicos rosas, amarillos y marrones y de
cuerpos refractarios y dieléctricos. Es un importante agente pulidor del mármol y
de las piedras decorativas. Las películas de óxido de estaño a distintas
temperaturas de cocción 300, 400 y 500 °C, todas tienen respuesta sensora a la
presencia de vapor de agua.

MnO Óxido de manganeso Óxido de manganeso (II) óxido manganoso

Manganesa o manganesia, es de textura terrosa, poco más dura que el yeso y
muy empleado en la industria para la obtención del oxígeno, preparación del cloro,
fabricación del acero y del vidrio, etc. material de la ferrita, del secador de la capa y
del barniz, catalizador, añadido de la alimentación, fertilizante del elemento de
rastro, o utilizado en el refinamiento de droga, . Su Polvo grisáceo o verdoso es
insoluble en agua, de densidad próxima a 5.1. Se emplea en el estampado de
textiles.
MnO2 Dióxido de Mn Óxido de manganeso IV Anhídrido manganoso u

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Peróxido de manganeso es un ÓXIDO COVALENTE
Es el color negro de las pinturas rupestres. Los Minerales que contienen
Manganeso son: la pirolusita (MnO2), la psilomelana (MnO2·H2O), la manganita
(MnO(OH)), la braunita (3Mn2O3·MnSiO3), la rodonita (MnSiO3), la rodocrosita
(MnCO3), la hübnerita (MnWO4), etc.. Se emplea como despolarizador en pilas
secas. También se puede usar para decolorar el vidrio que presente color

El MnO2 es Verde si tiene trazas de hierro. Este óxido también se emplea para dar color
amatista al vidrio, y es responsable del color de la amatista (una variedad del cuarzo).
Además, se utiliza en la producción de cloro y oxígeno. peróxido de manganeso.. Reacciona
con el peroxido de hidrogeno y lo descompone:
2H2O2 + MnO2 2H2O + MnO2 + O2

Mn2O3 Trióxido de Dimanganeso Óxido de manganeso III Óx. mangánico
o Sesquióxido de manganeso
Conocido como braunita Es un polvo de color pardo a negro, insoluble en agua, de
densidad próxima a 4.8. Se utiliza en el estampado de textiles, como colorante en alfarería
o en la industria del vidrio, en la preparación de secantes (linoleato de manganeso), como
catalizador en química inorgánica (obtención de ácido nítrico) o en química orgánica. Es un
óxido básico.
NO Monóxido de nitrógeno Óxido de nitrógeno II Oxido de nitrógeno
Es sintetizado por las células endoteliales, macrófagos y cierto grupo de neuronas del
cerebro. En las neuronas puede funcionar como neurotransmisor, atravesando fácilmente las
membranas celulares por su carácter lipófilo. Cuando es producido en las células
NO2 Dióxido de nitrógeno Óxido de nitrógeno IV Bióxido de nitrógeno
El N2O MONÓXIDO DE DINITRÓGENO, Óxido de nitrógeno(I) Óxido nitroso
Anhídrido nitroso, Gas hilarante o Gas de la risa , Protóxido de nitrógeno ,
Óxido jaloso. El químico Humphry Davy descubrió las propiedades narcóticas de
este gas incoloro en el año 1799 , de un olor dulce y ligeramente tóxico. Provoca
alucinaciones, un estado eufórico y en algunos casos puede provocar pérdida de
parte de la memoria humana. Se le atribuye el 5 % del efecto invernadero artificial
a este gas. Además ataca la capa de ozono, reduciendo el ozono a oxígeno
molecular y liberando dos moléculas de monóxido de nitrógeno. En la industria
alimenticia se utiliza para hacer los alimentos (natas, yogures etc.) más
espumosos. Se utiliza en las combustiones de los motores convencionales
o en algunos cohetes. El óxido de nitrógeno con la gasolina aumenta
repentinamente la potencia del motor ya que la explosión dentro de la cámara
de combustión es mayor.
BeO Óxido de berilio Óxido de berilio Óxido de berilio
Se emplea cuando se necesita de una elevada conductividad térmica y fuertes
propiedades mecánicas, punto de fusión elevado y aislamiento eléctrico.
Fabricación de Tweeters en altavoces de la clase High-End por su gran rigidez.
Es empleado como foco frío para el aislamiento electrónico. Tiene una resistencia
dieléctrica alta y una constante dieléctrica baja.Su resistencia al impacto térmico es
buena y es químicamente estable hasta 2000C lo que explica su uso como crisol y
tubo para termopar

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Au2O3 Trióxido de dioro Óxido de oro III Óxido áurico
El óxido auroso (Au2O) es un polvo insoluble de color violeta oscuro. El óxido
áurico (anhídrido áurico) (Au2O3) es un polvo pardo cuyo ácido correspondiente es
el ácido áurico . Au(OH)3 El Hidróxido aúrico es un polvo negro que se
descompone con la luz y del que se derivan los auratos alcalinos
ZnO óxido de cinc óxido de cinc óxido de cinc El
de alta pureza tiene excelentes propiedades térmicas, electrónicas, químicas y
ópticas. Su elevada calidad posibilita su uso en diversas aplicaciones industriales .
como vulcanización de gomas, cosméticos, fosfatados de zinc, medicamentos,
vidriados cerámicos, polímeros, etc. .
ZnO/BeO.- Es muy empleado en las industrias de goma y cerámica.: Polvo blanco
a amarillento ambar. Inodoro sabor amargo. Absorbe dióxido de carbono expuesto
al aire. Gran poder de absorción de radiación UV. Soluble en ácidos y álcalis,
insoluble en agua y alcohol. No combustible con capacidad de arresta-llama. No es
tóxico en polvo. Complemento dietario en la sanidad animal. ACTIVO:
Acelerador, activador, para la vulcanización del caucho ..BLANCO INDUSTRIAL
Pigmento e inhibidor del crecimiento de hongos en las pinturas. Micronutriente en
fertilizantes para agricultura. Pigmento protector de la radiación UV en la industria
del plástico …FARMA: Principio activo en medicamentos y cosméticos.
Complemento dietario en la sanidad humana. …IH: Pigmento y modificador de
viscosidad en la industria del vidrio y la cerámica. Su bajo coeficiente de expansión
térmica es aprovechado para la composición de vidrios resistentes al shock
térmico.
…ROJO: Materia prima en la industria química. …VERDE: Acelerador, pigmento
y agente endurecedor para la vulcanización del caucho. Su alta capacidad
calorífica lo indica en la formulación de compuestos para alta exigencia de flexión.
Presentación: El óxido de cinc fabricado por OXIDO METAL sa es comercializado
en bolsas de 25 kg. La fabricación regular es producida en lotes de 1000 kg (40
bolsas de 25 kg c/u) los que palletizados constituyen la unidad de entrega a granel.

El Cromo forma 3 series de compuestos con otros elementos:

 De cromo con valencia II = CrO óxido de Cr(II) u óxido cromoso;
 Con valencia III = Cr2O3 óxido de Cr(III) u óxido crómico,
 Y con valencia VI = CrO3, anhídrido de Cr(VI) o anhídrido
. crómico.

El cromo es capaz de formar compuestos con otros elementos, presentándose en estados
de oxidación: I, II, III, y VI
CrO Monóxido de cromo Óxido de cromo(II) Óxido cromoso

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Cr2O3 trióxido de dicromo Óxido de cromo (III) Óxido crómico El
óxido de cromo III, ó verde de cromo, tiene el aspecto de un polvo de color verde
cuya intensidad puede variar. También conocido con el nombre de Sesquióxido
de cromo o Verde de cromo, el óxido de cromo es insoluble en el agua y también
es insoluble en ácidos y álcali.
USOS .- El óxido de cromo se utiliza para la elaboración del cristal y de la
porcelana y en la industria química como catalizador.

Consultar en: http://www.todiniandco.es/productos/antimonio/index.html

HgO Óxido de mercurio Óxido de mercurio II Óxido mercúrico
El Oxido de mercurio Rojo-Amarillo es
teratogénico . ¿ Teratología ?
Evite los vapores tóxicos del mercurio. No inflamable
pero se descompone y desprende oxigeno y prduce
un incendio. Usos: Se emplea en las cedas de
mercurio, pinturas antisuciedad y como catalizador.
El uso de la pila de mercurio está muy extendidas en
las industrias electrónicas (aparatos para la sordera-
audífonos, en las calculadoras de bolsillo fotoelectrónicos. Actualm´ se emplean
pilas de Zn-aire.
Hg2O Óxido de dimercurio Óxido de mercurio (I) Óxido mercurioso

El mercurio tiene tres estados de oxidación estables. En el estado de oxidación
cero (Hg0), el mercurio existecomo elemento metálico. La pérdida de un electrón
da lugar al ion mercurioso (Hg2++), que realmente consiste en dos átomos de
mercurio. La pérdida de dos electrones da lugar a la formación del ion mercúrico
(Hg++); en este estado de oxidación forma un gran número de compuestos
químicos estables . Dos características, volatilidad y biotransformación, hacen
del Hg algo único como tóxico medio ambiental
PtO2 Dióxido de platino Óxido de platino (IV) Óxido platínico

El óxido platinoso (PtO), y el óxido platínico (PtO2), actúan como oxidantes enérgicos
Co2O3 Trióxido de dicobalto Óxido de cobalto (III) Óxido cobáltico
. ( sequióxido de cobalto ) Tiñe de azul los vidrios. El azul se produce con
el Óxido de cobalto, se compra como polvo negro, debido a que es una mezcla de
Protóxido de cobalto CoO , sequióxido de cobalto Co2O3 y Óxido salino de cobalto
Co3O4 . Otra forma de obtener la coloración azul es con carbonato de cobalto,
CaCoO3
CO Monóxido de carbono Óxido de carbono (II) Óxido carbónico
Gas incoloro, inodoro y venenoso.Se emplea como agente reductor en procesos
metalúrgicos, como combustible etc, producido por la combustión incompleta de
diversas sustancias
- LOS ÓXIDOS DEL ANTIMONIO (Sb+3 y Sb+5).
- Usos; Como retardadores de la llama, pigmentos especiales,
estabilizadores del calor y de la radiación en los plásticos, catalizadores. Es

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amplia su variedad de aplicaciones; De eficiencia ignífugo-sinergista de alta
en los plásticos Pinturas y adhesivos . Además, se utilizan como
maravillosos filtros ultravioleta para aplicaciones interfero-métricos de
Transporte electrónico y propiedades ópticas. Usos en microscopía
electrónica de transmisión (TEM). Para aplicaciones ópticas de materiales
semiconductores

Sb2O3 Trióxido de antimonio Óxido de antimonio III Óxido antimonioso
Se disuelve en Soluciones acuosas sólo por hidrólisis. Se le encuentra en la
Naturaleza en los Minerales VALENTINITE y SENARMONTITE. Puede formar
películas delgadas de diferentes espesores (0.20-1.10 mm) que se depositan en
substratos de vidrio por evaporación térmica y aprovechar sus propiedades
optoelectrónicas . Es un agente opacificante para los vidrios, cerámicas y
esmaltes. Es es un catalizador útil en la producción de tereftalato de polietileno
(plástico PET) y la vulcanización del caucho

Sb2O5 Pentóxido de antimonio Óxido de Antimonio V Oxido
antimónico
Retardantes del fuego o llama. En materiales de aparatos eléctricos, textiles y
recubrimientos. El el antimonio es estable a temperatura ambiente, pero cuando
se calienta, arde brillantemente, desprendiendo un humo blanco y denso de óxido
de antimonio (Sb2O3) con un olor característico parecido al del ajo.. El trióxido de
antimonio (Sb2O3) es el más importante de los óxidos de antimonio. Tiende a
permanecer en el aire durante un período de tiempo excepcionalmente largo. Se
obtiene a partir del mineral de antimonio por calcinación o por oxidación del
antimonio metálico y su sublimación posterior. Se utiliza en la fabricación de tártaro
emético, como pigmento de pinturas, esmaltes y barnices y como producto
incombustible. El trióxido de antimonio es un veneno sistémico y presenta un
riesgo de enfermedad cutánea,

valentinite Valentinite Sb2O3, Antimony (III)Oxide = SENARMONTITE

CONSIDERAR LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN PARA APLICAR EL NOMBRE
TRADICIONAL A LOS ÓXIDOS ÁCIDOS Y A LAS OXISALES

Regla de nomenclatura tradicional Regla de nomenclatura tradicional
Para el NO metal de los ANHÍDRIDOS Para el NO metal de las OXISALES
y también de los OXIÁCIDOS Oxidación
Oxidación +1 ó +2 Hipo _____ ito
+1 ó +2 Hipo______ oso +3 ó +4 _____ ito

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+3 ó +4 ______ oso +5 ó +6 _____ ato .
+5 ó +6 _______ ico . +7 per ______ ato
+7 per_______ ico

3.2.- ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS
Oxidación FÓRMULA SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL
+1 -2
Cl O Cl2O Monóxido de dicloro Óxido de cloro (I) Anhídrido hipocloroso
Cl+3O-2 Cl2O3 Trióxido de dicloro Óxido de cloro (III) Anhídrido cloroso
Cl+5O-2 Cl2O5 Pentaóxido de dicloro Óxido de cloro (V) Anhídrido clórico
Cl+7O-2 Cl2O7 Heptaóxido de dicloro Óxido de cloro (VII) Anhídrido perclórico
Oxidación FÓRMULA SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL
+1 -2
Br O Br2O Monóxido de dibromo Óxido de Bromo (I) Anhídr. Hipobromoso
Br+3O-2 Br2O3 Trióxido de dibromo Óxido de Bromo (III) Anhídrido Bromoso
Br+5O-2 Br2O5 Pentaóxido de dibromo Óxido de Bromo (V) Anhídrido Brómico
Br+7O-2 Br2O7 Heptaóxido d dibromo Óxido de Bromo (VII) Anhídrido perbrómico

I+1O-2 I2O Monóxido de diyodo Óxido de Yodo (I) Anhídrido hipoyodoso
+3 -2
I O I2O3 Trióxido de Yodo Óxido de Yodo (III) Anhídrido Yodoso
+5 -2
I O I2O5 Pentaóxido de diyodo Óxido de Yodo (V) Anhídrido Brómico
I+7O-2 I2O7 Heptaóxido de dicloro Óxido de cloro (VII) Anhídrido perbrómico
FÓRMULA SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL

S+2O-2 SO monóxido de azufre Óxido de azufre (II) Anhídrido
. sacar mitades hiposulfuroso
S+4O-2 SO2 dióxido de azufre Óxido de azufre (IV) Anhídrido sulfuroso
S+6O-2 SO3 trióxido de azufre Óxido de Azufre VI Anhídrido sulfúrico

Se+2 O-2 SeO óxido de selenio Óxido de selenio (II) Anhídrido
hiposelenioso
C+4O-2 CO2 dióxido de carbono Óxido de carbono Anhídrido carbónico
(IV)

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Si+4O-2 SiO2 dióxido de silicio Óxido de silicio (IV) Anhídrido silícico

Te+2O-2 TeO Óxido de Telurio Óxido de telurio (II) Anhídrido
hipoteluroso
Te+4O-2 TeO2 dióxido de telurio Óxido de telurio (IV) Anhídrido teluroso
ÓXIDOS ÁCIDOS O BIEN ANHÍDRIDOS
Se+6O-2 SeO3 trióxido de selenio Óxido de selenio (VI) Anhídrido selénico

N+1O -2 N2O óxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno (I) Anhídrido hiponitroso
óxido nitroso
(subóxido)
N+3O-2 N2O3 Trióxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno Anhídrido nitroso
(III)
N+5 O -2 N2O5 Pentaoxido de Óxido de nitrógeno Anhídrido nítrico
dinitrógeno (V)
Cr+6O-2 CrO3 Trióxido de cromo Óxido de cromo (VI) Anhídrido crómico
Mn+4O-2 MnO2 Bióxido de manganeso Óxido de manganeso anhídrido manganoso
(IV)
Mn+6O-2 MnO3 Trióxido de Óxido de manganeso Anhídrido mangánico
Manganeso (VI)
Mn+7O-2 Mn2O7 Heptaóxido de Óxido de manganeso Anhíd..
Dimanganeso (VII) permangánico
P+1O-2 P2O Óxido de difósforo Óxido de fósforo (I) Anhídrido
hipofosforoso
P+3O-2 P2O3 Trióxido de difósforo Óxido de fósforo (III) Anhídrido fosforoso
P+5O-2 P2O5 Pentaóxido de Óxido de fósforo (V) Anhídrido fosfórico
difósforo

Se+6O-2 SeO3 Trióxido de selenio Óxido de selenio (VI) Anhídrido selénico
As+3O-2 As2O3 Trióxido de diarsénico Óxido de arsénico Anhídrido arsenioso
(III)

SALES SIMPLES .- Sales hidrácidas o Sales haloideas
Son compuestos formados por un elemento metálico( como catión) y un no
metálico (como anión).
Obtenidos al sustituir el hidrógeno de un hidrácido por un metal.
El anión del hidrácido (ej. cloruro) actúa con número de oxidación negativo y el
metal con número positivo (+).
Ejemplos
1. HCl + NaOH NaCl + H2O Acido clorhídrico Hidróxido de sodio Cloruro de sodio 2. HCl +
Ca(OH)2 CaCl2 2H2O Acido clorhídrico Hidróxido de calcio Cloruro de calcio

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Nomenclatura: Para nombrar las sales de hidrácido se agrega el sufijo "uro" a la raíz del metal.

SALES SIMPLES Nomenclatura Stock Nomenclatura Tradicional

FeCl₂ Cloruro de hierro (II) Cloruro ferroso

FeCl₃ Cloruro de hierro (III)

Compuesto N. Clásica Stock

CaF₂ Fluoruro de calcio Flururo de calcio (II)

FeCl₃ Cloruro férrico Cloruro de hierro (III)

Fórmula Nombre tradicional Nombre con el Sistema Stock
HClac + CuOH ---> CuCl + H2O Cloruro cuproso Cloruro de cobre (I)
2
2(HBr)+HgO ---> Hg (Br)2 + H2O Bromuro mercúrico Bromuro de mercurio (II)

3.- ÁCIDOS OXOÁCIDOS
Lo ácidos oxoácidos son compuestos ternarios, constituidos por :

Oxígeno Hidrógeno No metal

Fórmula general es: Hn Xm Op , donde X es un no metal y n, m, p el número de
átomos de cada uno de ellos. X puede ser también un metal de transición de
estado de oxidación elevado como cromo, manganeso, tecnecio, molibdeno, etc

Característica de los Oxoácidos.- Cuando se encuentran en disolución acuosa,
dejan protones en libertad, dando propiedades ácidas a las disoluciones.

La IUPAC admite la nomenclatura tradicional de estos compuestos, utilizando el
nombre genérico de ácido y los prefijos y sufijos que indicamos a continuación.
¿ CÓMO SE OBTIENEN LOS OAXOÁCIDOS? Se obtienen por reacción de un
óxido ácido (ó anhídrido) con el agua.

ANHÍDRIDO + AGUA OXOÁCIDOS

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Cl+1 O -2 Cl2O + H2O HClO Ácido hipocloroso
Cl+3 O -2 Cl2O3 + H2O HClO2 Ácido cloroso
Cl+5 O -2 Cl2O5 + H2O HClO3 Ácido clórico
Cl+7 O -2 Cl2O7 + H2O HClO4 Ácido perclórico

S+2 O -2 SO + H2O H2SO2 Ácido Hiposulfuroso
S+4 O -2 SO2 + H2O H2SO3 Ácido Sulfuroso
S+6 O -2 SO3 + H2O H2SO4 Ácido Sulfúrico

C+4 O -2 CO2 + H2O H2CO3 Ácido Carbónico
Si+4O -2 SiO2 + H2O H2SiO3 Ácido Silícico
PREFIJOS IMPORTANTES ADMITIDOS PARA LOS OXOÁCIDOS
Tioácidos El prefijo tio delante del nombre de un ácido significa
sustitución de O por S.
Peroxoácidos El prefijo peroxo delante del nombre de un ácido
significa sustitución de un grupo –O- por el grupo
–O-O- peroxo. –O-O- = peroxo –O-O- = peroxo
Diácidos Procede de la suma de una molécula de H2O a dos
óxidos ácidos (o también condensación de dos
moléculas de ácido con pérdida de una de H2O). Meta,
piro y orto: Suma una, dos o tres moléculas de H2O al
óxido ácido correspondiente (valencia impar).
H3BO3 Ácido (orto)bórico H2SO4 Ácido Sulfúrico
HBO2 Ácido Metabórico H2S2O7 Ácido Disulfúrico o
Pirosulfúrico
H4B2O5 Ácido Pirobórico H2S2O8 Äcido Peroxodisulfúrico
H2CO3 Ácido Carbónico H2S2O3 Ácido Tiosulfúrico
HOCN Ácido Ciánico H2S2O6 Ácido Ditiónico
H4SiO4 Ácido Ortosilícico H2SO3 Ácido Sulfuroso
H2SiO3 Ácido Metasilícico H2S2O5 Ácido Disulfuroso o
Pirosulfuroso
HNO4 Ácido Peroxonítrico H2S2O2 Ácido Tiosulfuroso
HNO3 Ácido Nítrico H2S2O4 Ácido Ditionoso
(Hidrosulfuroso)
HNO2 Ácido Nitroso H2SO2 Ácido Sulfoxílico
H2N2O2 Ácido Hiponitroso H2SO5 Ácido Peroxo (mono)
sulfúrico
H3PO4 Ácido (orto)fosfórico H2SxO6 Ácido politiónicos (x =
3, 4, …)

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H4P2O7 Ácido Difosfórico o H2CrO4 Ácido Crómico
pirofosfórico
HPO3 Ácido Metafosfórico H2Cr2O7 Ácido Dicrómico
H3PO5 Ácido Peroxo (mono) HcrO4 Ácido Percrómico
fosfórico
H3PO3 Ácido (orto)fosfososo HClO Ácido Hipocloroso
H4P2O5 Ácido Difosforoso o HclO2 Ácido Cloroso
Pirofosforoso
H3PO2 Ácido Hipofosforoso HClO3 Ácido Clórico
HPO2 (meta)fosforoso HClO4 Ácido Perclórico
H3PO3S Ácido H5IO6 Ácido (orto)peryódico
Monotiofosfórico
H3AsS4 Ácido HmnO4 Ácido Permangánico
Tetratioarsénico
H3AsO4 Ácido (orto)arsénico H2MnO4 Ácido Mangánico
H3AsO3 Ácido (orto)arsenioso H2MnO3 Ácido Manganoso
HSCN Ácido Tiociánico

PEROXOÁCIDOS
Se obtienen sustituyendo un grupo oxo O2-, del ácido correspondiente,
por el grupo peroxo O22-.
-O- -O-O-
HNO3 se obtiene HNO4 Ácido Peroxonítrico
H2CO3 se obtiene H2CO4 Ácido Peroxocarbónico
H2S2O7 se obtiene H2S2O8 Ácido Peroxodisulfúrico
H2SO4 se obtiene H2SO5 Ácido Peroxosulfúrico

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TIOÁCIDOS
Los tioácidos se obtienen por la sustitución, en un ácido, de un átomo de
oxígeno por otro de azufre. Se nombran añadiendo el prefijo “tio” al nombre
del ácido correspondiente.
H2SO4 H2S2O3 ácido tiosulfúrico
H2SO3 H2S2O2 ácido tiosulfuroso
H3PO4 H3PO3S ácido tiofosfórico

SISTEMATICA-FUNCIONAL

H2S2O3 Ácido Trioxotiosulfato (VI) de hidrógeno

Ácido trioxotiosulfúrico (VI)

H2S2O2 Ácido Dioxotiosulfato (IV) de hidrógeno

Ácido dioxotiosulfúrico (IV)

Oxiácido Oxianión Oxiácido Oxianión
Hipo__oso Hipo____ito Piro___ico Piro____ato
__oso ____ ito Meta___ico Meta___ato
__ ico ____ ato Orto____ico Orto____ato
Per __ ico Per_____ato Orto____oso Orto____ito

H4P2O7 Ácido Pirofosfórico ( P2+5O7-2 )-4 Anión Pirofosfato (P2O7)-4
HPO3 Ácido Metafosfórico ( P+5O3 -2 )-1 Anión Metafosfato (PO3 )-1
H3PO4 Ácido Ortofosfórico ( P+5O4-2 )-3 Anión Ortofosfato (PO4 )-3

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HIDRÓXIDOS (BASES) (O-2H+1) -1
Los hidróxidos se caracterizan por tener el grupo anión hidróxido u Oxhidrilo
(OH)-1, de valencia -1, unido a un metal (M). Se les llaman bases por el carácter
básico de sus disoluciones acuosas. Según la IUPAC, se nombran con la
palabra genérica hidróxido seguida del metal correspondiente en genitivo; si
el metal necesita especificar la valencia, se utiliza la notación de Stock.
El grupo hidróxido se coloca siempre a la derecha por ser más electronegativo
que el metal.
FÓRMULA = M(OH)a NOMENCLATURA
M+a(OH)-1a FÓRMULA STOCK TRADICIONAL
+2 -1
Fe (OH) Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II) Hidróxido Ferroso
+3 -1
Fe (OH) Fe(OH)3 Hidróxido de fierro ( IIII) Hidróxido Férrico
Hg2+1(OH)-1 Hg2(OH)2 Hidróxido de mercurio (I) Hidróx. Mercurioso
Hg+2(OH)-1 Hg(OH)2 Hidróxido de Mercurio II Hidróx. Mercúrico
Li+1(OH)-1 LiOH Hidróxido de sodio
Na+1(OH)-1 NaOH Hidróxido de sodio
Al+3 (OH)-1 Al(OH)3 Hidróxido de aluminio
+1 -1
K (OH) KOH Hidróxido de potasio
+1 -1
NH4 (OH) NH4OH Hidróxido de Amonio .
Nota: Éste hidróxido es la excepción a la regla de que el OH- se une con
un catión metálico en los hidróxidos, pues el amonio es un catión NO
METÁLICO
+2 -1
Pb (OH) Pb(OH)2 Hidróxido de Plomo II Hidróx. Plumboso
+4 -1
Pb (OH) PB(OH)4 Hidróxido de Plomo IV Hidróxido Plúmbico

Características de los Hidróxidos
 El ión o radical hidroxilo (OH-) es la función química que caracteriza a los
Hidróxidos.
 Presentan sabor a lejía (amargo como el jabón).
 Son resbaladizas al tacto.
 Con el indicador anaranjado de metilo dan una coloración amarilla, con la
fenolftaleína presenta una coloración roja intensa y con el tornasol da un color
azul.
 Generalmente son corrosivas.
 Poseen propiedades detergentes y jabonosas.
 Disuelven los aceites y el azufre.
 Reaccionan con los ácidos para producir sales.

Propiedades

 Los hidróxidos metálicos a temperatura ambiente, son sustancias sólidas.

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 Los hidróxidos de los elementos del grupo IA de la tabla periódica funden a
temperaturas relativamente altas. La mayoría de los restantes hidróxidos
metálicos se descomponen a altas temperaturas antes de fundirse.
 Teniendo en cuenta su solubilidad en agua, los hidróxidos metálicos se
clasifican en solubles y prácticamente insolubles.
 Los elementos químicos del grupo IA (alcalinos) y algunos de los elementos
del grupo IIA (alcalinos-térreos) de la tabla periódica forman hidróxidos
solubles, el resto no lo son.
 Los hidróxidos metálicos en estado sólido no conducen la corriente eléctrica
y sí lo hacen fundidos o en disolución acuosa.

Obtención

La obtención de los hidróxidos varía de unos hidróxidos a otros. Los generalmente
empleados en los casos que se indican, son los siguientes:

1. Electrolisis del cloruro del elemento correspondiente en disolución acuosa.
Se aplica a los hidróxidos alcalinos. Tiene gran importancia industrial en el
caso del NaOH -principalmente- y del KOH.
2. Por reacción del óxido correspondiente con el agua: Se aplica a los
hidróxidos alcalinotérreos: calcio, estroncio y bario. Se usa mucho para la
obtención del producto empleado en construcción, llamado cal apagada.
3. Por precipitación de sales del elemento correspondiente con hidróxidos
alcalinos o amoniaco: Se utiliza en el caso de los hidróxidos muy poco
solubles.

Aplicaciones

Los hidróxidos metálicos tienen gran aplicación en la industria, la vida y el
laboratorio.

1. La propiedad de los álcalis de reaccionar con las proteínas es usada en la
determinación del porcentaje de lana que posee los tejidos.
2. Otros hidróxidos son utilizados en la medicina cuando se necesita la
presencia de un medio básico en el organismo para combatir la acidez
estomacal. Por ejemplo el hidróxido de aluminio.
3. El hidróxido de calcio se emplea en la industria azucarera para controlar la
acidez del guarapo y en la agricultura para variar el grado de acidez de los
suelos, además es utilizado en la construcción, para unir ladrillos y bloques
y para repellar paredes y se utiliza en la odontología para reparar las
dentaduras dañadas.
4. La disolución de hidróxido de bario (agua de barita) y de hidróxido de calcio
(agua de cal) son utilizados para la identificación del dióxido de carbono.
5. La suspensión de hidróxido de calcio (lechada de cal) es utilizada como
pintura y en la industria química.
6. La sosa y la potasa cáustica se utilizan en la fabricación de jabones.

24


7. Los hidróxidos de hierro (limonitas), además de ser menas de este metal,
se usan en la preparación de pinturas para proteger el hierro y la madera.
8. Al presentar gran adsorción superficial se emplea en la depuración de
aguas y en la eliminación de gases sulfhídricos del aire.
9. El hidróxido de sodio se utiliza en la fabricación del papel, jabones, fibras
textiles, etc.

OXISALES (SALES NEUTRAS)
Son compuestos ternarios, poseen : METAL NO METAL OXÍGENO

Ejemplo: Sulfato cúprico o de Cobre II, CuSO4
Unión del catión Cúprico (Cu+2) con el anión Sulfato (SO4)-2

Se obtienen por neutralización total de un hidróxido con un ácido
oxoácido. La reacción que tiene lugar es:

ÁCIDO OXOÁCIDO + HIDRÓXIDO SAL NEUTRA + AGUA

. H2SO4 + Cu(OH)2 CuSO4 + 2H2O

Para nombrar las sales neutras, basta utilizar el nombre del anión
correspondiente y añadirle el nombre del catión. Si el anión tiene
subíndice, se puede expresar con los prefijos multiplicativos bis, tris,
tetrakis, pentakis, etc

Regla de nomenclatura tradicional Para el NO metal de las OXISALES
Oxidación Ejemplos:
+1 ó +2 Hipo _____ ito (Cl+1O-2)-1 = (ClO)-1 Hipoclorito
+3
+3 ó +4 _____ ito (Cl O2-2)-1 = (ClO2) -1
Clorito
+5
+5 ó +6 _____ ato . (Cl O3-2)-1 = (ClO3) -1
Clorato
+7
. +7 per ______ ato (Cl O4-2)-1 = (ClO4) -1
Perclorato

(S+4O3-2)2- = (SO3)2- Sulfito (P+3 O 3-2)3- = (PO 3)3- Fosfito
Ejemplo de Aniones

(S+4O3-2)2- = (SO3)2- Sulfito (P+3 O 3-2)3- = (PO 3)3- Fosfito
(S+6O4-2)2- = (SO4)2- Sulfato (P+5O4-2)3- = (PO4)3- Fosfato
(N+3O2-2)1- = (NO2)1- Nitrito +4
(S O 3 ) -2 2-
= (S O 3)2- Sulfito
(N+5O3-2)1- = (NO3)1- Nitrato +6
(S O4 )-2 2-
= (SO4)2- Sulfato
(Si+4O3-2)2- = (SiO3)2- Silicato +6
(Cr O4 )-2 2−
= (CrO4 )2− Cromato
(Cr2+6O7-2)2- = (Cr2O7)2- Dicromato +6
(Cr2 O7 ) -2 2−
= (Cr2O7 )2− Dicromato
CA- ANIÓN FÓRMULA SISTEMÁTICA TRADICIONAL
TIÓN

25


Na+1 (Cl+1O-2)1- NaClO Oxoclorato (I) de sodio Hipoclorito sódico
Na+1 (Cl+3O2-2)1- NaClO2 Dioxoclorato (III) de sodio Clorito sódico
Na+1 (Cl+5O3-2)1- NaClO3 Trioxoclorato (V) de sodio Clorato sódico
Na+1 (Cl+7O4-2)1- NaClO4 Tetraoxoclorato (VII) de sodio Perclorato sódico
K+ (S+4O3-2)2- K2SO3 Trioxosulfato (IV) de potasio Sulfito potásico
K+ (S+6O4-2)2- K2SO4 Tetraoxosulfato (VI) de potasio Sulfato potásico
K+ (N+3O2-2)1- KNO2 Dioxonitrato (III) de potasio Nitrito potásico
K+ (N+5O3-2)1- KNO3 Trioxonitrato (V) de potasio Nitrato potásico
Ca2+ (S+6O4-2)2- CaSO4 Tetraoxosulfato (VI) de calcio Sulfato cálcico
Li+1 (C+4O3-2)2- Li2CO3 Trioxocarbonato (IV) de litio Carbonato de litio
K+1 (Cl+5O2-2)1- KClO2 Dioxoclorato (III) de potasio Clorito potásico
Fe+3 (Br+5O3-2)1- Fe(BrO3)3 Tris[trioxobromato (V)] de hierro Bromato férrico
(III)
Cu+2 (P+5O4-2)3- Cu3(PO4)2 bis[tetraoxofosfato (VI)] de cobre (Orto)fosfato
(II) cúprico
Al+3 (S+6O4-2)2- Al2(SO4)3 Tris[tetraoxosulfato (VI)] de Sulfato de Aluminio
aluminio
Fe+3 (C+4O3-2)2- Fe2(CO3)3 Tris[trioxocarbonato (IV)] de hierro Carbonato férrico
(III)
Sn2+ (Si+4O3-2)2- SnSiO3 Trioxosilicato (IV) de estaño Silicato de estaño
NH41+ (S+6O4-2)2- (NH4)2SO4 Tetraoxosulfato (VI) de amonio Sulfato amónico
K+ (CN )-1 KCN Cianuro de potasio
K+ (Cr2+6O7-2)2- K2Cr2O7 Heptaoxodicromato (VI) de potasio Dicromato potásico
(NH4) Cr2+6O7-2)2- (NH4)2Cr2O7 Heptaoxodicromato (VI) de Amonio Dicromato de
amonio

Los cromatos y los dicromatos son sales del ácido crómico y del ácido
dicrómico, respectivamente.
Los cromatos contienen el ion ( CrO4 )2− , que les da un fuerte color amarillo.
Los dicromatos poseen el ion Cr2O72−, por lo que son de un color anaranjado
intenso.
Características

 Los átomos de cromo se encuentran en
estado de oxidación 6+ en ambos iones, tanto
cromato como dicromato, lo que hace que estos
compuestos sean por lo general fuertes oxidantes.
 En solución acuosa, el cromato y el
dicromato se encuentran en equilibrio.

Al aumentar el pH de la solución, predomina el ion
cromato, mientras el dicromato predomina en un pH más bajo. Esto es un
clásico ejemplo del Principio de Le Châtelier. La concentración de cromato
también afecta al equilibrio.

26


 Son usados en análisis ambiental para medir la Demanda química de
oxígeno.
 Son cancerígenos. Todos los compuestos con cromo en estado de
oxidación 6+ son considerados tóxicos y cancerígenos.
 Al ser usados como tituladores en una reacción de óxido-reducción, son
reducidos a cromo(III), Cr3+, de un color verdeazulado.
 Los cromatos de sodio (Na2CrO4), de potasio (K2CrO4), y de amonio,
(NH4)2CrO4, son sólidos cristalinos solubles en agua y son los cromatos y
dicromatos más comúnmente usados como reactivos. En general, los
cromatos y dicromatos de metales pesados son poco o nada solubles en
agua por lo que carecen de utilidad como reactivos.
Estructuras

Estructura tetraédrica del ion cromato. El ion dicromato, (Cr2O7)2−, consiste en dos
(CrO4)2− tetraedros unidos por un átomo de oxígeno.

El dicromato de amonio

El dicromato de amonio es una sal del hipotético ácido dicrómico (este ácido no
es un compuesto estable). Se trata de una sustancia con un color anaranjado
intenso. Es un oxidante fuerte y en contacto con
sustancias orgánicas puede producir explosiones e
incendios.

Es fundamentalmente conocido por su uso en la
demostración de la descomposición térmica de una
sustancia, ya que al ser calentada o encendida por
una llama, se produce la reacción:

27


La reacción se produce debido al poder oxidante del ion dicromato y al reductor
del ion amonio. Otro ejemplo es la reacción de descomposición explosiva
del nitrato de amonio. Actualmente esta experiencia se realiza cada vez menos
debido a la toxicidad de uno de los productos: el óxido de cromo III.

Aplicaciones

El dicromato de amonio era antiguamente usado en pirotecnia y en fotografía, y
actualmente se la utiliza como mordiente en la industria textil para purificar
grasas o aceites y como oxidante en síntesis orgánica.

Toxicología

El dicromato de amonio es tóxico. En contacto con la piel produce sensibilización y
alergias. Al igual que los cromatos, los dicromatos soncancerígenos. En el cuerpo
son confundidos por los canales iónicos con el sulfato y pueden llegar así hasta el
núcleo de la célula. Allí son reducidos por la materia orgánica presente y
el cromo III formado, ataca a la molécula de ADN.
El Dicromato de potasio
El dicromato de potasio (K2Cr2O7) es una sal del
hipotético ácido dicrómico (este ácido en
sustancia no es estable) H2Cr2O7. Se trata de una
sustancia de color intenso anaranjado.

Es un oxidante fuerte. En contacto con sustancias
orgánicas puede provocar incendios.

Síntesis

El dicromato potásico se obtiene a partir del cromato potásico acidulando la
disolución correspondiente:

También se puede obtener por intercambio del catión a partir del dicromato de
sodio y cloruro de potasio:

Reacciones

Esta reacción se utiliza a veces para la determinación cualitativa del cromo(VI).

28


En presencia de iones de bario o de plomo(II) en disolución neutra o ligeramente
ácida precipitan los cromatos correspondientes en forma de sólidos amarillos.
Ambos se disuelven en ácidos fuertes, el cromato de plomo también en presencia
de base fuerte. Estas sustancias se utilizan como pigmentos en algunas pinturas
amarillas.

En disolución ácida y presencia de cloruro se forma el anión ClCrO4- que puede
cristalizar en forma de su sal potásica. Calentándolo con ácido
clorhídrico concentrado se forma cloruro de cromil (Cl2CrO4), una sustancia
anaranjada molecular que puede ser destilada de la mezcla de reacción.

Aplicaciones

 El dicromato de potasio se utiliza en la galvanotécnica para cromar otros
metales, en la fabricación del cuero, en la fabricación de pigmentos, como
reactivo en la industria química, para recubrimientos anticorrosivos
del cinc y del magnesio y en algunos preparados de protección de madera.
 En química analítica se utiliza para determinar la demanda química de
oxígeno (DQO) en muestras de agua.

Históricamente importante es la reacción del dicromato potásico con anilina impura
que utilizó W.H.Perkin en la síntesis de la mauveina, el primer colorante artificial.
Esta reacción era una de las primeras síntesis orgánicas industriales.

Toxicidad

El dicromato de potasio es tóxico. En contacto con la piel se produce
sensibilización y se pueden provocar alergias. Al igual que los cromatos, los
dicromatos son cancerígenos. En el cuerpo son confundidos por los canales
iónicos con el sulfato y pueden llegar así hasta el núcleo de la célula. Allí son
reducidos por la materia orgánica presente y el cromo(III) formado ataca a la
molécula de laADN.

Residuos que contienen dicromato de potasio se pueden tratar con sulfato
de hierro(II)(FeSO4). Este reduce el cromo(VI) a cromo(III) que precipita en forma
del hidróxido o del óxido

Se utiliza en la realización de copias fotográficas, en la técnica denominada goma
bicromatada, inventada en 1839, y muy empleada por el movimiento fotográfico
llamado pictorialista hasta 1950.

29


El Cromato de potasio
El cromato de potasio (K2CrO4) es una sal ternaria de potasio con cromo en
estado de oxidación +6, por lo que es un fuerte oxidante.

Aplicaciones

Es utilizado como indicador químico amarillo utilizado para identificar la
concentración de ion cloruro en una solución con nitrato de plata.

Propiedades físicas

El cromato de potasio es un sólido cristalino de color
amarillo limón, muy estable y soluble en agua. Es una
sal tóxica y ecotóxica, como muchas sales de cromo.

Síntesis

El cromato de potasio se produce haciendo
reaccionar carbonato de potasio condicromato de potasio:

Reacciones

El ion cromato (CrO42-) reacciona con una gran variedad de iones metálicos
(Ba2+ Pb2+, Hg22+) uniéndose a ellos y precipitando el respectivo cromato:

Precauciones

Este compuesto es extremadamente tóxico, cancerígeno, puede producir defectos
reproductivos en caso de ingestión o inhalación. En el primer caso puede llegar a
ser fatal. Además, es un oxidante muy fuerte, por lo que reacciona veloz y
violéntamente con muchas sustancias. En contacto con compuestos orgánicos
puede reaccionar explosivamente.

30


. 1.- Sales ácidas. NaHCO3
C) Compuestos cuaternarios . 2.- Sales básicas. Al( OH )2NO3 .
. 3.- Sales Dobles. CuCoAsO4

1.- SALES ÁCIDAS
Las sales ácidas son compuestos cuaternarios provienen de la sustitución parcial
de los iones hidrógenos de un ácido oxoácido por cationes.

Para nombrar las sales ácidas, la IUPAC propone que se designen anteponiendo
al nombre del anión de la sal neutra correspondiente la palabra hidrógeno,
indicando con los prefijos mono (se omite), di, tri, etc., el número de átomos de
hidrógenos presentes en la sal.

La palabra hidrógeno suele unirse directamente al anión. Cuando se han
sustituído la mitad de los hidrógenos, a veces se utiliza el prefijo bi

SALES SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL
ÁCIDAS
Fe(HSO4)2 bis[hidrogenotetraoxosulfato hidrogenosulfato de sulfato ácido de
(VI)] de hierro (II) hierro (II) hierro (II)
Fe(HSO4)3 tris[hidrogenotetraoxosulfato hidrogenosulfato de sulfato ácido de
(VI)] de hierro (III) hierro (III) hierro (III)
Ca(HCO3)2 bis[hidrogenotrioxocarbonato hidrogenocarbonato carbonato ácido
(IV)] de calcio de calcio de calcio
Cu(H2PO4)2 bis[dihidrogenotetraoxofosfato dihidrogenofosfato fosfato diácido
(V)] de cobre (II) de cobre (II) de cobre (II)
Ca(HSO3)2 bis[hidrogenotrioxosulfato hidrogenosulfito de sulfato ácido de
(IV)] de calcio calcio calcio
NaHSO4 hidrogenotetraoxosulfato (VI) hidrogenosulfato sulfato ácido de
de sodio (VI) de sodio sodio
K2HPO4 hidrogenotetraoxofosfato (V) hidrogenofosfato fosfato ácido de
de potasio (V) de sodio potasio
KH2PO4 dihidrogenotetraoxofosfato dihidrogenofosfato fosfato diácido
(V) de potasio (V) de potasio de potasio
NaHCO3 hidrogenotrioxocarbonato (IV) hidrogenocarbonato carbonato ácido
de sodio de sodio de sodio
(bicarbonato
sódico)
Cr(HSO3)3 hidrogenotrioxosulfato (IV) de hidrogenosulfito de sulfito ácido de
cromo (III) cromo (III) cromo (III)

31


2.- SALES BÁSICAS
Se originan cuando en una reacción de neutralización hay un exceso de hidróxido
respecto del ácido. Son compuestos que poseen algún grupo OH -.
Se nombran como las sales neutras, anteponiendo al nombre del anión el término
hidroxi precedido de uno de estos prefijos: mono (se omite), di, tri, etc., que indica
el número de grupos OH- que posee la fórmula.
Se nombran también citando, en orden alfabético, el nombre del anión y el término
hidróxido unidos por un guión. La palabra hidróxido lleva antepuesto un prefijo
numeral (di, tri, etc.), que indica el número de ellos presentes en la fórmula.
Se pueden, también, nombrar como las sales neutras, pero intercalando
la palabra básico precedida del prefijo mono (se omite), di, tri, etc.,
según el número de grupos OH- presentes en la fórmula.

SAL BÁSICA SISTEMÁTICA Stock TRADICIONAL
Mg(OH)NO3 hidroxitrioxonitrato (V) de hidróxido-nitrato nitrato básico de
magnesio de magnesio magnesio
Cu2(OH)2SO4 dihidroxitetraoxosulfato dihidróxido- sulfato dibásico de
(VI) de cobre (II) sulfato de cobre cobre (II)
(II)
Hg(OH)NO3 hidroxitrioxonitrato (V) de hidróxido-nitrato nitrato básico de
mercurio de mercurio (II) mercurio (II)
Ca(OH)Cl hidroxicloruro de calcio cloruro-hidróxido cloruro básico de
de calcio calcio
Ca(OH)NO3 hidroxitrioxonitrato (V) de hidróxido-nitrato nitrato básico de
calcio de calcio calcio
Al(OH)SO4 hidroxitetraoxosulfato hidróxido-sulfato sulfato básico de
(VI) de aluminio de aluminio aluminio
Al(OH)2ClO4 dihidroxitetraoxoclorato clorato- perclorato dibásico
(VII) de aluminio dihidróxido de de aluminio
aluminio
Fe(OH)CO3 hidroxitrioxocarbonato carbonato- carbonato básico de
(IV) de hierro (III) hidróxido de hierro (III)
hierro (III)
Cd(OH)Br hidroxibromuro de cadmio bromuro- bromuro básico de
hidróxido de cadmio
cadmio

3.1- CON VARIOS CATIONES

3.- SALES DOBLES (TRIPLES)
3.2- CON VARIOS ANIONES

32


3.1.- SALES DOBLES (TRIPLES)CON VARIOS CATIONES

Se originan al sustituir los iones hidrógeno de un ácido por más de un catión.
Se nombran igual que las sales neutras colocando inmediatamente después
del nombre del anión y entre paréntesis la palabra doble, triple, etc., según el
número de cationes distintos (metales) y colocando al final el nombre de los
mismos en orden alfabético, con prefijos numerales (di, tri, etc.) antepuestos
a los nombres de los cationes que tienen subíndices (2, 3, etc.) en la fórmula.
En ésta, se escriben, en primer lugar, los cationes en orden alfabético.

Se originan al sustituir los iones hidrógeno de un ácido por más de un catión.
Se nombran igual que las sales neutras colocando inmediatamente después
del nombre del anión y entre paréntesis la palabra doble, triple, etc., según el
número de cationes distintos (metales) y colocando al final el nombre de los
mismos en orden alfabético, con prefijos numerales (di, tri, etc.) antepuestos
a los nombres de los cationes que tienen subíndices (2, 3, etc.) en la fórmula.
En ésta, se escriben, en primer lugar, los cationes en orden alfabético.

SAL doble SISTEMÁTICA TRADICIONAL
KNaSO4 tetraoxosulfato (VI) de potasio y sulfato (doble) de potasio y
sodio sodio
CaNa2(SO4)2 bis[tetraoxosulfato (VI)] de calcio y sulfato (doble) de calcio y
sodio disodio
MgNH4AsO4 tetraoxoarseniato (V) de amonio y arseniato (doble) de amonio
magnesio y magnesio
RbNa3S2 disulfuro de rubidio y trisodio sulfuro (doble) de rubidio y
trisodio
CrNH4(SO4)2 bis[tetraoxosulfato (VI)] de amonio sulfato (doble) de amonio y
y cromo (III) cromo (III)
CoNaPO4 tetraoxofosfato (V) de cobalto y fosfato (doble) de cobalto
sodio (II) y sodio
MgKCl3 tricloruro de magnesio y potasio cloruro (doble) de magnesio
y potasio
CaMg(CO3)2 bis[trioxocarbonato (IV)] de calcio carbonato doble de calcio y
y magnesio magnesio
LiKNaPO4 tetraoxofosfato (V) litio, potasio y fosfato triple de litio,
sodio potasio y sodio
AlK(SO4) 2bis[tetraoxosulfato (VI)] de sulfato doble de aluminio y
aluminio y potasio potasio
MgNaCl3 tricloruro de magnesio y sodio cloruro doble de magnesio y
sodio
CuFeS2 disulfuro de cobre (II) y hierro (II) sulfuro doble de cobre (II) y
hierro (II)

SALES DOBLES CON VARIOS ANIONES .- Estas sales pueden
considerarse como el resultado de unir a un metal plurivalente, aniones
procedentes de ácidos que han perdido uno o varios iones hidrógeno.
Se nombran con las palabras genéricas de sus respectivos aniones, por orden
alfabético, y a continuación el nombre del metal.

33


Se escriben colocando a la izquierda de la fórmula el símbolo del metal
seguido, sucesivamente, de los aniones.

SAL DOBLE SISTEMÁTICA TRADICIONAL
CON ANIONES
CaClClO cloruro-monoxoclorato (I) de calcio cloruro-hipoclorito de calcio

AlBrCO3 bromuro-trioxocarbonato (V) de bromuro-carbonato de
aluminio aluminio
Ca3F(PO4)2 fluoruro-bis[tetraoxofosfato (V)] fluoruro-(bis)fosfato de
de calcio calcio
Na6ClF(SO4)2 cloruro-fluoruro- cloruro-fluoruro-(bis)sulfato
bis[tetraoxosulfato (VI)] de sodio de sodio
Na6ClF(SO4)2 cloruro-fluoruro- cloruro-fluoruro-(bis)sulfato
bis[tetraoxosulfato (VI)] de sodio de sodio
PbClPO4 cloruro-tetraoxofosfato (V) de cloruro-fosfato de plomo
plomo (IV) (IV)
PbCO3SO4 trioxocarbonato (IV) - carbonato-sulfato de plomo
tetraoxosulfato (VI) de plomo (IV) (IV)

Cómo se producen las soluciones salinas

Una solución salina, es el resultado de la reacción de un ácido fuerte con
una base fuerte , ésta resulta altamente ionizada y, por ello, neutra. La
explicación es que los contra iones de los ácidos fuertes y las bases débiles
son bastante estables, y por tanto no hidrolizan al agua. Un ejemplo sería
el cloruro sódico, el bromuro de litio y otras.

Una solución salina de un ácido fuerte con una base débil es ácida. Es la que
se produce porque, tras disociarse la sal al disolverse, la base débil tiene
tendencia a captar OH-, hidróxidos que va a obtener hidrolizando el agua.
Finalmente, tenemos un exceso de iones hidronio en disolución que le
confieren acidez a la disolución. A más débil la base, más ácida será la
disolución resultante.

Químicamente: Una solución salina de un ácido débil con una base fuerte es
básica. El mecanismo es el mismo que en caso anterior: el ácido, al ser débil,
tenderá a captar un protón, que debe proceder necesariamente de la hidrólisis
del agua. Un ejemplo, la disolución en agua del acetato de sodio:que suele ser
de lo que usar diariamente en la casa con un uso practico.

34


QUÍMICA DE COMPLEJOS

En química se denomina complejo al tipo de estructura molecular que se encuentra
generalmente formada por un átomo (o grupo) central que posee orbitales de valencia no
ocupados; rodeado por un cierto número de moléculas o iones que poseen pares de
electrones no compartidos que pueden ser inyectados en los orbitales vacíos del grupo
central para formar enlaces coordinados.

El grupo central puede ser un átomo único, ya sea metálico o no, y puede poseer carga
positiva, negativa o carecer por completo de carga. En algunos casos el grupo central puede
ser una molécula.

A los iones o moléculas capaces de inyectar su par de electrones no compartidos se les
denomina genéricamente ligandos, al aducto grupo central-ligando se le denomina
complejo y a los compuestos que contienen complejos en su constitución se les denomina
compuestos de coordinación.

Un ligando enlazado a un átomo central se dice que está coordinado a ese átomo. El
número de pares de electrones que es capaz de aceptar el átomo central se denomina
número de coordinación.

La mayor parte de los complejos posee como grupo central un ion metálico cargado
positivamente (catión), pero también los hay con átomos no metálicos, con átomos
cargados negativamente (aniones); y hasta con gases nobles o moléculas como grupo
central.

Estos compuestos reciben el nombre particular de complejos, porque en su momento fueron
así denominados para diferenciarlos de los compuestos "simples" y un poco como venganza
de parte de los primeros investigadores que se dedicaron a experimentar con ellos, porque
rápidamente llegaron a la conclusión de que la química de las reacciones estudiadas era
"realmente muy compleja".

La química de complejos tiene numerosas vertientes sirviendo para explicar cosas tan
vistosas como el color de las piedras preciosas, pasando por aplicaciones practicas tales
como el tratamiento de algunas intoxicaciones, la elaboración industrial de polímeros,
pigmentos, vidrios incoloros y coloreados, electrodepósito de metales, formulación de
ablandadores de agua pulidores de metales, detergentes y limpiadores, y hasta la base

35


teórica que sustenta la comprensión de la mayoría de las reacciones enzimáticas que
permiten la existencia de la vida.

Contenido
 1 Generalidades
 2 Historia
 3 Naturaleza de la unión átomo central-ligando
 4 Ligandos
o 4.1 Ligandos monodentados
o 4.2 Ligandos polidentados o agentes quelantes
o 4.3 Ligandos ambidentados
 5 Carga y número de coordinación
 6 Formulación y nomenclatura
o 6.1 Reglas de formulación
o 6.2 Reglas de nomenclatura
 7 Complejos Metálicos
 8 Estructura espacial de los complejos
o 8.1 Geometría
 8.1.1 Lineal
 8.1.2 Trigonal plana
 8.1.3 Tetraédrica
 8.1.4 Cuadrada plana
 8.1.5 Bipiramidal trigonal
 8.1.6 Piramidal cuadradado
 8.1.7 Octaédrica
 8.1.8 Prismática trigonal
 8.1.9 Bipiramidal pentagonal
 8.1.10 Antiprismática cuadrada
 8.1.11 Bipiramidal hexagonal
 8.1.12 Tetraédrica triapicada
 8.1.13 Cúbica
 8.1.14 Prismática trigonal triapicada
 8.1.15 Índices de coordinación superiores a 9
 9 Isomería
o 9.1 Estereoisomería
 9.1.1 Isomería geométrica
 9.1.2 Isomería óptica
o 9.2 Isomería estructural
 9.2.1 Isomería de enlace
 9.2.2 Isomería de esfera de coordinación
 10 Estructura electrónica de los complejos
o 10.1 Teoría del campo cristalino (TCC)
o 10.2 Teoría del enlace de valencia (TEV)
o 10.3 Teoría de orbitales moleculares (TOM)
o 10.4 Teoría del campo de ligantes (TCL)
 11 Coloración de los complejos

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