Este documento describe las diferentes nomenclaturas para nombrar compuestos inorgánicos, incluyendo la nomenclatura sistemática, de Stock y tradicional. También explica cómo nombrar óxidos, hidruros, ácidos y sales usando estas nomenclaturas. Se proporcionan ejemplos de fórmulas químicas junto con sus nombres correspondientes según cada sistema de nomenclatura.

1.  NOMENCLATURA

2. Nomenclaturas
Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las
normas de la IUPAC (unión internacional de química pura y
aplicada). Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los
compuestos inorgánicos, la sistemática, la nomenclatura de
stock y la nomenclatura tradicional.
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA.
Para nombrar compuestos químicos según esta nomenclatura se
utilizan los prefijos: MONO_, DI_, TRI_, TETRA_,
PENTA_, HEXA_, HEPTA_ ...
Cl2O3 Trióxido de dicloro
I2O Monóxido de diodo

3. NOMENCLATURA DE STOCK.
En este tipo de nomenclatura, cuando el elemento
que forma el compuesto tiene más de una valencia,
ésta se indica al final, en números romanos y entre
paréntesis:
Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II)
Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III)

4.
NOMENCLATURA TRADICIONAL.
En esta nomenclatura para poder distinguir con qué
valencia funcionan los elementos en ese
compuesto se utilizan una serie de prefijos y
sufijos:

5. Oxidos
Son compuestos binarios formados por la
combinación de un elemento y oxígeno. Hay dos
clases de óxidos que son los óxidos básicos y los
óxidos ácidos (anhídridos).

6. OXIDOS BÁSICOS.
Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal y el oxígeno. Su
fórmula general es:
M2OX
Donde M es un metal y X la valencia del metal (el 2 corresponde a la valencia del oxígeno).
LAS VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS SE INTERCAMBIAN ENTRE ELLOS
Y SE PONEN COMO SUBÍNDICES. (Si la valencia es par se simplifica).
Valencia Fórmula N. sistemática N. stock N. tradicional
(la más frecuente)
1 Na2O Monóxido de disodio Óxido de sodio Óxido sódico
2 Ca2O2 = CaO Monóxido de calcio Óxido de calcio Óxido cálcico
Fe2O2 = FeO Monóxido de hierro Óxido de hierro (II) Óxido ferroso
3 Fe2O3 Trióxido de dihierro Óxido de hierro (III) Óxido férrico
4 Pb2O4 = PbO2 Dióxido de plomo Óxido de plomo (IV) Óxido plúmbico

7. ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS.
Son compuestos binarios formados por un no metal y oxígeno.
Su fórmula general es: N2OX
Donde N es un no metal y la X la valencia del no metal (el 2
corresponde a la valencia del oxígeno).
LAS VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS SE
INTERCAMBIAN ENTRE ELLOS Y SE PONEN
COMO SUBÍNDICES. (Si la valencia es par se simplifica).

8. Valencia Fórmula N. sistemática N. stock N. tradicional
(la más frecuente)
F2O Monóxido de diflúor Óxido de flúor Anhídrido
hipofluoroso
(excepción a la
1 norma general de
prefijos y sufijos)
Cl2O Monóxido de dicloro Óxido de cloro (I) Anhídrido
hipocloroso)
2 SO Monóxido de azufre Óxido de azufre (II) Anhídrido
hiposulfuroso
3 I2O3 Trióxido de diodo Óxido de Iodo (III) Anhídrido sulfuroso
4 SeO2 Dióxido de Selenio Óxido de selenio (IV) Anhídrido selenioso
5 Br2O5 Pentaóxido de dibromo Óxido de bromo (V) Anhídrido brómico
6 S2O3 Trióxido de azufre Óxido de azufre (VI) Anhídrido sulfúrico
7 I2O7 Heptaóxido de diodo Óxido de Yodo (VII) Anhídrido periódico

9.
Fórmula N. N. stock * N.
Valenc sistemática tradicional
ia *
2 NO Óxido nitroso
4 NO2 Óxido nítrico
3 N2O3 Anhídrido
nitroso
5 N2O5 Anhídrido
nítrico

10. hidruros.
Son compuestos binarios formados por un metal e Hidrógeno. Su fórmula general es: MHX
Donde M es un metal y la X la valencia del metal.
EL HIDRÓGENO SIEMPRE TIENE VALENCIA 1.
Valencia Fórmula N. sistemática N. stock N. tradicional
(la más frecuente)
1 NaH Monohidruro de sodio Hidruro de sodio Hidruro sódico
2 FeH2 Dihidruro de hierro Hidruro de hierro Hidruro ferroso
(II)
3 FeH3 Trihidruro de hierro Hidruro de hierro Hidruro férrico
(III)
4 SnH4 Tetrahidruro de Hidruro estaño Hidruro
estaño (IV) estánnico

11. Hidruros no metales
 Hay no metales como el nitrógeno, fósforo, arsénico
antimonio, carbono, silicio y boro que forman compuestos con
el hidrógeno y que reciben nombres especiales.
 Nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y el boro
funcionan con la valencia 3 mientras que el carbono y el silicio
lo hacen con valencia 4.
Valencia Fórmula N. tradicional N. sistemática
(la más usada)
3 NH3 Amoniaco Trihidruro de nitrógeno
3 PH3 Fosfina Trihidruro de fósforo
3 AsH3 Arsina Trihidruro de arsénico
3 BH3 Borano Trihidruro de boro
3 SbH3 Estibina Trihidruro de antimonio
4 CH4 Metano Tetrahidruro de carbono

12. ácidos hidrácidos
Son compuestos binarios formados por un no metal
e hidrógeno. Los no metales que forman estos
ácidos son los siguientes:
Fluor, cloro, bromo, yodo (todos ellos funcionan con
la valencia 1)
Azufre, selenio, teluro (funcionan con la valencia 2).
Su fórmula general es:
HxN
Donde N es el no metal y la X la valencia del no
metal. (El hidrógeno funciona con valencia 1).

13. Ácidos oxácidos
Son compuestos ternarios formados por un no metal, oxígeno e
hidrógeno. Se obtienen a partir del óxido ácido o anhídrido
correspondiente sumándole una molécula de agua (H2O).
Su fórmula general es:
H2O + N2Ox = HaNbOc
Donde H es el hidrógeno, N el no metal y O el oxígeno.

14. Hidróxidos
Son compuestos formados por un metal y el grupo hidroxilo (OH).
Su fórmula general es:
M(OH)X
Donde M es un metal y la X la valencia del metal
EL GRUPO -OH SIEMPRE TIENE VALENCIA 1.

15. Sales de ácidos hidrácidos.
Se obtienen sustituyendo los hidrógenos del
ácido hidrácido correspondiente por un metal.
Se nombran con el nombre del no metal
terminado en –uro seguido del nombre del metal.
Si el metal tiene más de una valencia se indica al
final, en números romanos y entre paréntesis.
El número de hidrógenos que se le quitan al
ácido se le pone como subíndice al metal.

16. Sales de ácidos oxácidos.
Son compuestos ternarios formados por un metal,
un no metal y el oxígeno.
Se obtienen a partir de los ácidos oxácidos
sustituyendo los hidrógenos de éstos por un
metal.
Vamos a estudiar dos tipos de sales de ácidos
oxácidos, las sales neutras y las sales ácidas.

17. Sales neutras
 Se obtienen sustituyendo todos los hidrógenos
de un ácido oxácido por un metal.
 La valencia del metal se le pone como subíndice
al resto del ácido sin los hidrógenos. El número
de hidrógenos que se le quiten al ácido se le
ponen como subíndice al metal.
 Se nombran sustituyendo los sufijos que
utilizábamos en el ácido (-oso e –ico) por los
sufijos -ito y -ato respectivamente.

18. Prefijos y sufijos Prefijos y sufijos
utilizados en los ácidos utilizados en las sales
HIPO- -OSO HIPO- -ITO
-OSO -ITO
-ICO -ATO
PER- -ICO PER- -ATO
Puede ayudarte a recordar la equivalencia de sufijos la
siguiente frase:
Cuando el OSO toca el pITO, perICO toca el
silbATO.

19. Sales Acidas
Son compuestos que se obtienen sustituyendo PARTE DE LOS
HIDRÓGENOS de un ácido oxácido por un metal.
El número de hidrógenos que se le quitan al ácido se le pone como
subíndice al metal y la valencia del metal se le pone como
subíndice al resto del ácido.
Se nombran con la palabra hidrógeno precedida de los prefijos di-
(H2), tri- (H3) seguido del nombre de la sal correspondiente.
Forman sales ácidos los no metales siguientes: S, Se, Te, y los ácido
spiro y orto del P, As y Sb.

20. Peróxidos
Se caracterizan por llevar el grupo PEROXO ( - O – O -)
también representado O22-.
Los podemos considerar como óxidos con más oxígeno
del que corresponde por la valencia de este elemento.

21. LOS ÁCIDOS
Un ácido (del latín acidus, que significa agrio)
es considerado tradicionalmente como
cualquier compuesto químico que; cuando se
disuelve en agua, produce una solución con una
actividad de catión hidronio mayor que el agua
pura, esto es, un pH menor que 7.

22. PROPIEDADES DE
LOS ÁCIDOS
• Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la
naranja.
• Cambian el color del papel tornasol azul a rosado, el
anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la
fenolftaleína.
• Son corrosivos.
• Producen quemaduras de la piel.
• Son buenos conductores de electricidad en disoluciones
acuosas.
• Reaccionan con metales activos formando una sal e
hidrógeno.
• Reaccionan con bases para formar una sal mas agua.
• Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal mas
agua.

23. ACIDOS CARBOXILICOS
El grupo funcional característico de los ácidos
orgánicos es el grupo . Por lo tanto, la fórmula
general para un ácido carboxílico se escribe:
O
- COOH R-C
OH
Carboxilo Ácido Carboxílico

24. SaleS
 Una Sal eS el prodUcto de la reacción
entre Un ácido y Una baSe: en eSta
reacción también Se prodUce agUa: en
términoS mUy generaleS, eSte tipo de
reacción Se pUede eScribir como :
 baSe + ácido → Sal + agUa eJemplo;
 na oH + H
 cl → na cl + H2o

25. SaleS neUtraS
 reSUltan de la SUStitUción total de loS HidrógenoS
( H+) por Un metal. el nombre qUe recibe la Sal Se
deriva del ácido del cUal procede; laS terminacioneS
cambian Según la SigUiente tabla ;
 nombre del ácido nombre de la Sal
 __________________Hídrico __________________Uro
 Hipo_______________oSo Hipo________________ito
 __________________ oSo ___________________ito
 __________________ ico ___________________ato
 per________________ico per________________ ato
 Se da primero el nombre del ion negativo SegUido del
nombre del ion poSitivo
 Fe cl 2 = clorUro FerroSo Fe cl 3 = clorUro Férrico

26. • SaleS HaloideaS o
HalUroS
 Se Forman por la combinación de Un
Hidrácido con Una baSe. en la
FormUla Se eScribe primero el metal
y lUego el no metal (con la menor
valencia) y Se intercambian laS
valenciaS). loS HalUroS Se nombran
cambiando la terminación Hidrico
del ácido por Uro y con loS SUFiJoS
oSo e ico, Según la valencia del
metal.

27. ECUACION QUIMICA. REPRESENTACION
DEL PRINCIPIO DE LA CONSERVACION
DE LA MASA.
La manera mas sencilla de describir como se lleva a cabo una
reacción química es mediante una ecuación química.
Una ecuación química representa un cambio químico nos
permite establecer una relación entre las sustancias químicas
llamadas reactivos ,que se transforman en otras sustancias
químicas totalmente diferentes ,llamadas productos.
Una ecuación química es una representación simbólica de una
reacción química.
Ejemplo: dióxido de carbono.
Ecuación química.
C + O2 CO 2
REACTIVOS PRODUCTOS.

28. En el lado izquierdo escribimos los reactivos , y del lado derecho los
productos, utilizamos el símbolo que significa “producen” y que
indica que se rompen enlaces de los reactivos y se forman nuevos enlaces
para obtener los productos. Es muy común que se emple otro signo que
consiste en 2 flechas de sentido contrario ( ) significa que las
reacciones se llevan acabo en los 2 sentidos de reactivo a producto y al
revés.
En muchos casos es conveniente definir el estado de agregación de los
reactivos y los productos ;para esto se pone un símbolo entre paréntesis:
C(S) + O 2 (g) CO 2 (g)
El simbolo (g) indica que el elemento se encuentra en estado gaseoso . La (I)
estado liquido,la(s)estado solido; otro simbolo que se usa es (ac) o (aq) para
indicar que es una sustancia que se encuentra en disolucion acuosa.
En las 2 ecuaciones anteriores representan reacciones entre carbon y
oxigeno,pero cambia la relacion entre ellos, a lo que decimos que la
estequiometria de esas relaciones es diferente.
La estequiometria indica que cantidad de reactivo hemos de utilizar y cuanto
producto podemos obtener, Asi como la proporcion en la que ser encuentra
los atomos en una molecula.

29. S E
B A
D O
C I
A

30. Características
ÁCIDOS: BASES:
 Tienen sabor agrio.  Tiene sabor amargo.
 Son corrosivos para la  Suaves al tacto pero
piel. corrosivos con la piel.
 Enrojecen ciertos  Dan color azul a ciertos
colorantes vegetales. colorantes vegetales.
 Disuelven sustancias  Precipitan sustancias
 Atacan a los metales disueltas por ácidos.
desprendiendo H2.  Disuelven grasas.
 Pierden sus propiedades  Pierden sus propiedades
al reaccionar con bases. al reaccionar con ácidos.
30

31. Definición de Arrhenius
Publica en 1887 su teoría de
“disociación iónica”.
iónica”
 Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se
disocian en cationes y aniones.
ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa
ÁCIDO:
disocia cationes H+.
BASE: Sustancia que en disolución acuosa
BASE:
disocia aniones OH–.
31

32. Teoría de Brönsted-Lowry.
 ÁCIDOS:
 “Sustancia que en disolución cede H+”.
 BASES:
 “Sustancia que en disolución acepta H+”.
32

33. Par Ácido/base conjugado
 Siempre que una sustancia se comporta
como ácido (cede H+) hay otra que se
comporta como base (captura dichos H+).
 Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su
“base conjugada” y cuando una base captura
H+ se convierte en su “ácido conjugado”.
– H+
ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–)
+ H+
+ H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)
– H+ 33

34. Ejemplo de par Ácido/base
conjugado
Disociación de un ácido:
 HCl (g) + H2O (l) → H3O+(ac) + Cl– (ac)
 En este caso el H2O actúa como base y el HCl al
perder el H+ se transforma en Cl– (base
conjugada)
Disociación de una base:
 NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH–
 En este caso el H2O actúa como ácido pues cede
H+ al NH3 que se transforma en NH4+ (ácido
conjugado)
34

35. Teoría de Lewis ( )
ÁCIDOS:
“Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aceptar un par de electrones y formar
un enlace covalente coordinado”.
BASES:
“Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aportar un par de electrones para
formar un enlace covalente coordinado”.
35

36. Teoría de Lewis (Ejemplos)
 HCl (g) + H2O (l) → H3O+(ac) + Cl– (ac)
En este caso el HCl es un ácido porque contiene
un átomo (de H) que al disociarse y quedar como
H+ va a aceptar un par de electrones del H2O
formando un enlace covalente coordinado (H3O+).
 NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH–
En este caso el NH3 es una base porque contiene
un átomo (de N) capaz de aportar un par de
electrones en la formación del enlace covalente
coordinado (NH4+).
36

37. Teoría de Lewis (cont.)
 De esta manera, sustancias que no tienen
átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden
actuar como ácidos:
 AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3
 Cl H Cl H
| | | |
Cl–Al + : N–H → Cl–Al←N–H
| | | |
Cl H Cl H
37

38. Hidrólisis de sales
 Es la reacción de los iones de una sal con el
agua.
 Sólo es apreciable cuando estos iones
proceden de un ácido o una base débil:
 Hidrólisis ácida (de un catión):
 NH4+ + H2O  NH3 + H3O+
 Hidrólisis básica (de un anión):
 CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH–
38

39. Tipos de hidrólisis.
 Según procedan el catión y el anión de un ácido o
una base fuerte o débil, las sales se clasifican en:
 Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
 Ejemplo: NaCl
 Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
 Ejemplo: NaCN
 Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
 Ejemplo: NH4Cl
 Sales procedentes de ácido débil y base débil.
 Ejemplo: NH4CN
39

40. Sales procedentes de ácido
fuerte y base fuerte.
Ejemplo: NaCl
NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto
el Na+ que es un ácido muy débil como el Cl–
que es una base muy débil apenas reaccionan
con agua. Es decir los equilibrios:
Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+
Cl– + H2O HCl + OH–
están muy desplazado hacia la izquierda.
40

41. Sales procedentes de ácido
débil +CH –COO– fuerte.
Ejemplo: Na
y base
Ejemplo: Na CH3 –COO
SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el
Na+ es un ácido muy débil y apenas reacciona
con agua, pero el
CH3–COO– es una base fuerte y si reacciona con
ésta de forma significativa:
CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH–
lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).
41

42. Sales procedentes de ácido
fuerte Cly base débil.
Ejemplo: NH
Ejemplo: NH4 Cl
SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el
NH4+ es un ácido relativamente fuerte y
reacciona con agua mientras que el Cl– es una
base débil y no lo hace de forma significativa:
NH4+ + H2O  NH3 + H3O+
lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).
42

43. Sales procedentes de ácido
débil y base débil.
Ejemplo: NH CN
Ejemplo: NH4 CN
En este caso tanto el catión NH4+ como el anión
CN– se hidrolizan y la disolución será ácida o
básica según qué ion se hidrolice en mayor
grado.
Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M y
Ka(NH4+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la disolución
es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4+)
43

44. Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 ·
10–10 M, calcular el pH y el grado de
hidrólisis de una disolución acuosa de
 La reacción de hidrólisis será:
NaCN 0,01 M.
 CN– + H2O  HCN + OH–
 [HCN] · [OH–] KW
Kh(CN–) = —————— = —————— =
[CN–] 4,0 · 10–10 M
 1 · 10–14 M2
Kh(CN–) = —————— = 2,5 · 10–5 M
4,0 · 10–10 M
44

45. Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 ·
10–10 M, calcular el pH y el grado de
hidrólisis de una disolución acuosa de
NaCN 0,01 M. – + H O  HCN + OH–
 CN 2
 Conc inin. (M) 0,01 0 0
 Conc equil. (M) 0,01(1–α) 0,01 α 0,01 α
 [HCN] x [OH–] (0,01 α)2 M2
2,5 · 10–5 M = —————— = ——————
[CN–] 0,01(1–α) M
 Despreciando α frente a 1, se obtiene que α = 0,05
 KW 10–14 M2
[H3O+] = ——— = —————— = 2,0 x 10–11 M
[OH–] 0,01 M x 0,05
 pH = – log [H3O+] = – log 2,0 x 10–11 M = 10,7
45

46. Problema de
Problema de
Selectividad
Selectividad
(Septiembre 98)
(Septiembre 98)
Ejercicio C: Razone utilizando los
equilibrios correspondientes, si los pH de las
disoluciones que se relacionan seguidamente son
ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico
0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c) Sulfato
amónico
0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.
a) Acetato potásico: pH básico, ya que
a) básico
CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH–
por ser el ác. acetico débil, mientras que el K+ no
reacciona con agua por ser el KOH base fuerte.
b) nitrato sódico: pH neutro, ya que ni el anión NO3–
b) neutro
ni el catión Na+ reaccionan con agua por
proceder el primero del HNO3 y del NaOH el
segundo, ambos electrolitos fuertes.
46