Unidad n° 5 Quimica

CEI. Centro de Estudios Integrados
Asignatura: Química
Docente: González, carolina
Año 2015
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Unidad N°5: Compuestos Químicos Inorgánicos: Ácidos, Bases, Sales. Formación,
Nomenclatura. Propiedades Físicas y Químicas. Enlaces Químicos. Compuestos Químicos
Orgánicos. Hidrocarburos. Alcoholes. Aldehídos. Cetonas.
Compuestos Inorgánicos y Orgánicos
Los Elementos descriptos en la tabla periódica no se hallan aislados en la
naturaleza. La tendencia general es la unión de átomos. Por ejemplo, el oxígeno,
nitrógeno, cloro, son moléculas diatómicas. La molécula de azufre es octoatómica
(S8), el fósforo blanco es tetraatómico (P4). El carbono en su forma de diamante
está constituido por millones de átomos con un ordenamiento en red. Los metales
tales como cobre, cinc, sodio y potasio son sólidos que poseen una red formada
por empaquetamiento compacto de átomos.
¿Cómo se unen o combinan los átomos?
Gilbert Lewis (científico norteamericano) realizo una serie de observaciones en
base a las cuales postuló la teoría de enlace que hoy lleva su nombre y cuyas
premisas son las siguientes:
*Los gases nobles neón, argón, criptón, xenón y radón, por tener ocho electrones
en su nivel energético externo, son estables y presentan muy poca
reactividad química. Lo mismo ocurre con el He, que tiene dos electrones que
completan el primer nivel.
* La actividad química de los metales y los no metales, generalmente, se explica
por la tendencia a adquirir una estructura más estable, similar a la del gas inerte
más próximo en la tabla periódica. Existen excepciones.
* Dicha estructura electrónica se logra cuando el átomo gana, pierde o comparte
electrones.
En definitiva la teoría de Lewis establece que:
“Todos los átomos tienden a adoptar la configuración electrónica propia del
gas noble más cercano en la tabla periódica”.

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La fuerza que mantiene unidos a los átomos o a los iones para
formar las distintas sustancias se denomina enlace químico.
Existen diferentes tipos de Uniones o enlaces químicos entre los átomos;
según sea la naturaleza de los elementos estas pueden ser:
- Uniones o Enlace Iónico (también llamado Electrovalente)
- Uniones o Enlace Covalente
- Uniones o Enlace Metalico
Cuando los átomos interactúan para formar enlaces químicos, solo entran en
contacto los electrones de la capa de valencia.
Con el objeto de destacar los electrones de valencia y seguir su comportamiento
en una reacción química, se utilizan lo símbolos de puntos de Lewis. Esta
estructura propuesta por Lewis está formada por el símbolo del elemento y un
punto por cada electrón de valencia que contenga éste átomo.
Con excepción del helio, el número de electrones de valencia de un
átomo.
Representativo es el mismo que el número de grupo al cual
pertenece.
A continuación se muestra una tabla con los símbolos de Lewis para distintos
elementos. Los metales de transición y los de transición interna tienen capas
internas incompletas y en general no es posible escribir símbolos de Lewis
sencillos.

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El enlace iónico
En la unidad anterior se estudió la variación de propiedades periódicas
tales como la electronegatividad y la afinidad electrónica de los elementos. Tal
como se recordará aquellos elementos con energía de ionización baja forman
cationes, en tanto que los que tienen afinidad electrónica alta, tienden a
formar aniones. Los metales alcalinos y los alcalinotérreos son los que
presentan la tendencia más alta a formar cationes, en tanto que los halógenos y el
oxígeno son los que tienden a formar aniones. Entonces las moléculas formadas
por un metal y un no metal, donde hay transferencia de electrones, formarán
un tipo de unión llamado enlace iónico.
Un enlace iónico es la fuerza que mantiene unidos a los iones de un compuesto
iónico.
El esquema muestra el aspecto electrónico del enlace

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En este caso hay una transferencia de dos electrones por parte del
magnesio, de los cuales sólo uno es recibido por cada átomo de bromo y de este
modo logra la configuración de gas noble más cercano.
Propiedades:
 Se encuentran formando redes cristalinas, por lo tanto son sólidos a
temperatura ambiente.
 Cuando se trata de sustancias disueltas su conductividad es alta.
 Su dureza es bastante grande, por lo tanto tienen altos puntos de
fusión y ebullición.
Son solubles en solventes polares como el agua
El enlace covalente en las moléculas
Las moléculas son conjuntos de átomos que se encuentran unidos a través
de enlaces químicos llamados covalentes.
El enlace covalente es aquel en el que los átomos de no metales comparten
pares de electrones y de esta manera adquieren la configuración del gas noble
más cercano, cumpliendo con la teoría de Lewis.
Sin dudas, el caso más simple, pero a la vez más ilustrativo, de este tipo de enlace
lo muestra la molécula de hidrógeno H2. Un átomo aislado de hidrógeno tiene la
configuración electrónica del estado fundamental 1s1, con la densidad de
probabilidad de encontrar este único electrón esféricamente distribuida en torno
al núcleo del hidrógeno.
Los electrones son compartidos entre los dos átomos de hidrógeno,
y se forma un enlace covalente simple.
Otro ejemplo interesante es el de la molécula de flúor F2. La
configuración electrónica del flúor es 1s22s22p5. Los electrones del nivel

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1s no participan del enlace, por lo que se considera sólo a los 7
electrones, que como recordará se denominan “de valencia”, por lo que
la formación del enlace representado según
Lewis será:
Propiedades:
Pueden presentarse en estado líquido o gaseoso aunque también pueden
ser sólidos,
Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados.
Son solubles en solventes apolares.
Son malos conductores del calor y la electricidad.
Enlace metálico
En general los metales son elementos químicos y por lo tanto están
constituidos por un solo tipo de átomos, pero esos átomos están enlazados a
través de un tipo particular de enlace.
Las características del enlace permiten explicar las propiedades de los
metales y que permiten diferenciarlos de otros compuestos y sustancias.
Características y propiedades de los compuestos covalentes
Características:
 Está formado por metal + no metal.

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 No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones
negativos) y cationes (iones positivos).
 Los metales ceden electrones formando cationes, los no metales aceptan
electrones formando aniones.
Propiedades:
 Se encuentran formando redes cristalinas, por lo tanto son sólidos a
temperatura ambiente.
 Cuando se trata de sustancias disueltas su conductividad es alta.
 Su dureza es bastante grande, por lo tanto tienen altos puntos de fusión y
ebullición.
 Son solubles en solventes polares como el agua.
Características:
 Se da entre átomos metálicos.
 Los cationes forman una estructura cristalina y los electrones ocupan los
intersticios que quedan libres en ellos sin estar fijados en ningún catión
concreto (mar de electrones)
 Los electrones están, pues, bastante libres pero estabilizan la estructura al
tener carga contraria a los cationes.
Propiedades:
 Suelen ser sólidos a temperatura ambiente.
 Tienen puntos de fusión y ebullición muy variado (aunque suelen ser más bien
alto).
 Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas.

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 Presentan brillo metálico.
 Son muy solubles en estado fundido en otros metales formando aleaciones.
 Son dúctiles y maleables (no frágiles).
Nomenclatura de los Compuestos Inorgánicos:
Cuando la química era una ciencia joven y el número de compuestos conocidos
era pequeño, era posible memorizar todos los nombres. Muchos nombres se
derivaban de su aspecto físico, de sus propiedades, de su origen o de sus
aplicaciones; por ejemplo, leche de magnesia (hidróxido de magnesio), gas
hilarante (óxido nitroso), piedra caliza (carbonato de calcio), soda caústica
(hidróxido de sodio), lejía (hipoclorito de sodio), etc.
En la actualidad el número de compuestos conocidos sobrepasa los 13
millones, por lo que los químicos han diseñado un sistema claro para nombrar las
sustancias químicas. Las reglas propuestas son aceptadas mundialmente, lo que
facilita la comunicación entre los químicos y proporciona una forma útil para
trabajar con la abrumadora variedad de sustancias.
Para iniciar el estudio de la nomenclatura química (el nombre de los compuestos),
es necesario primero distinguir entre compuestos inorgánicos y orgánicos. Los
compuestos orgánicos contienen carbono, comúnmente combinado con elementos
como hidrógeno, nitrógeno, oxígeno y azufre. El resto de los compuestos se
clasifica como compuestos inorgánicos. Por conveniencia, algunos compuestos que
contienen carbono, como el monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono
(CO2), disulfuro de carbono (CS2), compuestos que contiene el grupo cianuro
(CN
-
), así como los grupos carbonatos (CO3
2-
) y bicarbonatos (HCO3
-) se
consideran compuestos inorgánicos.
Las sustancias inorgánicas simples o elementos son aquellas formadas
por una sola clase de átomos, los que se encuentran unidos por enlaces
covalentes puros. Ej.: H2, O2, He, Fe, etc.
Los compuestos inorgánicos pueden ser clasificados de acuerdo al número de
elementos químicos diferentes que constituyen la fórmula química del compuesto.

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Los compuestos binarios son aquellos constituidos por dos elementos diferentes
(independientemente del número de cada uno de ellos presentes en su fórmula
química). Ej.: HCl, N2O, BaS, Fe2O3, CO2, Mn2O7.
Los compuestos ternarios están constituidos por tres elementos diferentes
(independientemente del número de cada uno de ellos presentes en su fórmula
química). Ej.: Na2CO3, KOH, H2SO4, etc.
Los compuestos cuaternarios tienen cuatro elementos diferentes
(independientemente
del número de cada uno de ellos presentes en su fórmula química). Ej.:
NaHCO3, KNaSO4, etc.
Para aprender correctamente y de la forma más rápida la nomenclatura y
formulación química son imprescindibles los siguientes puntos:
Saber los símbolos de todos los elementos químicos de la Tabla Periódica.
Saber los elementos que están incluidos en los 18 grupos de la Tabla
Periódica.
Localizar cualquier elemento químico en su grupo correspondiente.
Saber qué elementos son metales y cuáles son no metales.
Conocer el significado y los números de oxidación de los elementos
químicos.

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Número de oxidación y valencia
La valencia son los electrones que un átomo pone en juego en un enlace.
Son los electrones que se ganan, pierden o comparten. La valencia a
diferencia del número de oxidación, no tiene signo. Es importante distinguir
entre n.o. y valencia. Consideremos, por ejemplo, los siguientes compuestos del
carbono:
–4 –2 0 +4
CH4 CH3Cl CH2Cl2 CCl4
En todos ellos el carbono presenta invariablemente su valencia de 4,
mientras que su n.o. es distinto en cada compuestos (se indica encima del
símbolo).
NÚMERO DE OXIDACIÓN
El número de oxidación de un elemento surge de “repartir” entre los distintos
átomos de un compuesto los electrones que forman los enlaces. Dado un
determinado compuesto, se asignan los electrones que forman cada unión entre
dos átomos, al más electronegativo de los dos, y luego, finalizado el “reparto”
se compara el número de electrones totales que “le queda” de esta manera a
cada átomo en su capa de valencia, con el número que posee en dicha capa cuando
se encuentra en estado elemental, es decir no combinado, condición ésta, a la que
le corresponde número de oxidación 0.
De este balance surge un número de oxidación positivo si al átomo combinado
le corresponden menos electrones de valencia que en estado libre; mientras que
si ha ganado electrones, se le asigna número de oxidación negativo, y su valor
está dado por el número de electrones de diferencia. Cabe aclarar que en el caso
de los compuestos iónicos, este “reparto” no es arbitrario, sino que hay una
verdadera transferencia de electrones (Martínez y Donati,1999)

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EJEMPLOS: Determinaremos los números de oxidación de los elementos que
forman los siguientes compuestos: H2S, SO2, SO3. En todos los casos se
representará la estructura de Lewis y su geometría molecular
REGLAS PARA ASIGNAR ESTADOS DE OXIDACIÓN
Comprendiendo el origen de este concepto determinaremos los números de
oxidación de una manera más sencilla, teniendo en cuenta las siguientes reglas
para asignar los números de oxidación:
1- El número de oxidación de un elemento en estado libre, sin combinar, resulta
ser igual a cero, (incluido los elementos poliatómicos). Algunos ejemplos son:
Ag, Au, Fe, S8, H2, O2, O3, Cl2, P4, etc.
2- La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de un
compuesto es nula.
3- El número de oxidación de un ión monoatómico como: Na+, Cl-, S2-, Fe3+, etc,
es igual a su carga.
4- En un ión poliatómico, la suma algebraica de los números de oxidación de los
átomos que lo constituyen resulta ser igual que la carga de dicho ión. Ejemplos
que pueden citarse son: CO3
2-, NO2
-, NH +, etc.
5- El hidrógeno (H) combinado, generalmente posee número de oxidación +1,
excepto en los hidruros metálicos (NaH, CaH2... etc) en los que le corresponde
un número de oxidación de -1.
6- El oxígeno (O) generalmente posee número de oxidación –2 como en H2O,
MgO. Entre las excepciones se encuentran:
a) En peróxidos tales como H2O2 (peróxido de hidrógeno), Na2O2
(peróxido de sodio) donde el número de oxidación es –1.
b) En superóxidos como NaO2, CaO4 el número de oxidación es –1/2. El
número de oxidación no tiene por qué ser entero.
c) En óxidos combinados con el F como OF2 donde el número de oxidación es
+2.
7- Los metales alcalinos (grupo IA) tienen número de oxidación +1 y los metales
alcalinos térreos (grupo IIA) número de oxidación +2.

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8- Otros elementos que siempre actúan con el mismo número de oxidación son:
Al (+3), B (+3), Ag (+1), Zn (+2), y el Cd (+2).
9- El flúor (F) sólo presenta número de oxidación -1. Los otros halógenos (Cl, Br,
I) tienen carga negativa cuando se encuentran como halogenuros. Cuando están
combinados con oxígeno tienen números de oxidación positivos.
FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
La mejor forma de representar una sustancia química es mediante
un modelo tridimensional que muestre el ordenamiento de los átomos en el
espacio y sus tamaños relativos, como vimos con anterioridad. Pero esto no
puede llevarse a cabo cada vez que uno quiere representar un compuesto, es por
ello que se recurre a la Nomenclatura Química. De este modo representamos
elementos y sustancias químicas a través de símbolos (tales como K: potasio) o
fórmulas (tales como CaCO3, carbonato de calcio) con sus nombres
correspondientes.
La IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) establece las
reglas a aplicar en la formulación y nomenclatura de compuestos.
A fin de facilitar su estudio, clasificamos los compuestos químicos de
acuerdo, al número de elementos constituyentes en: 1) Binarios, 2)
Ternarios, 3) Cuaternarios y 4) De cinco o más elementos
1. COMPUESTOS BINARIOS
Son los compuestos químicos formados por dos elementos diferentes. De
acuerdo a su función inorgánica encontramos a los siguientes compuestos
químicos: OXIDOS
a) Básicos
b) Ácidos
ÓXIDOS

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ÓXIDOS BÁSICOS
Estos compuestos químicos están constituidos por un metal (con número de
oxidación positivo) y el oxígeno (con número de oxidación –2).
Nomenclatura:
Clásica: los nombra "óxidos de" y el nombre del metal. Si éste posee más de
un número de oxidación se le agrega la terminación "oso" o "ico" según actúe
con su menor o mayor número de oxidación respectivamente.
Moderna
Por atomicidad: en este caso se indica directamente el número de átomos
de cada
elemento que posee el compuesto mediante prefijos griegos (mono, di, tri,
tetra, etc...).
Por numerales de Stock: se indica el número de oxidación del metal mediante un
número romano colocado entre paréntesis. Si el metal tiene un único número de
oxidación no se escribe tal número.
Ejemplos
Compues
to
N.
CLASICA
Nomenclatura MODERNA
Atomicidad
Numerales de Stock
Pb
O
Óxido
plumboso
Monóxido de plomo Óxido de plomo (II)
PbO2 Óxido plúmbico Dióxido de plomo Óxido de plomo (IV)
Cu2O Óxido cuproso Monóxido de
dicobre
Óxido de cobre (I)
Cu
O
Óxido cúprico Monóxido de cobre Óxido de cobre (II)
MgO Óxido de
magnesio
Monóxido de
magnesio
Óxido de magnesio
La Figura 15 muestra cuando se enciende una tira
del metal (Mg) en presencia de oxígeno (O2), para
formar un sólido conocido como óxido de magnesio
(MgO). En la parte superior se ve una representación
de la estructura del Mg y en la parte inferior un
agregado de iones que es el MgO. Éste se emplea como
material refractario de hornos que se usan en
la producción de hierro y acero. Las aleaciones que
contienen magnesio se emplean en autopartes de
automóviles y maquinarias.

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Compuesto Nomenclatura CLASICA Nomenclatura MODERNA
Atomicidad Numerales de StockSO2 Anhídrido sulfuroso Dióxido de azufre Óxido de azufre (IV)
SO3 Anhídrido sulfúrico Trióxido de azufre Óxido de azufre (VI)
Ejercicio: Dada la fórmula, escriba el nombre de los siguientes óxidos básicos
por las tres nomenclaturas:
a) Na2O b) CaO c) Fe2O3
d) Cr2O3
Metales como Fe y Cu tienen un número de
oxidación superior y uno inferior. Con una cantidad
limitada de O2 dan el óxido con estado de oxidación
inferior (ej. FeO y Cu2O). Cuando existe un exceso
de O2 dan los óxidos con estado de oxidación
superior (ej. Fe2O3 y CuO). La Figura 16 muestra
cuando polvo de hierro arde brillantemente para
formar óxido de hierro (III). Este óxido es de
color rojizo y se encuentra en la “herrumbre”
cuando un objeto de hierro se oxida en presencia de
aire.
Ejercicio: Escribir las fórmulas correspondientes dado el nombre de los
siguientes compuestos:
a) Oxido cobáltico b) Óxido de cádmio c) Óxido de níquel (II) d)Trióxido de
dialuminio
ÓXIDOS ÁCIDOS
Surgen de la combinación del oxígeno con un no metal. El oxígeno posee
número de oxidación -2 y el no metal tiene, en estos compuestos, número de
oxidación positivo. Nomenclatura: Se utilizan las mismas nomenclaturas
mencionados en óxidos básicos, sólo que en la nomenclatura clásica se reemplaza
la palabra “óxido" por "anhídrido".
Ejemplos
Los halógenos poseen cuatro números de oxidación positivos: +1; +3; +5; +7. En
estos casos, la nomenclatura clásica aplica los sufijos "oso" e "ico" a los números

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intermedios (+3; +5) y los estados extremos se indican agregando un prefijo
para cada caso: "hipo" cuando se trata del mínimo (+1) y "per", cuando actúan con
el máximo (+7).
Ejemplos
Número
de
oxidación
Fórmula Nomenclatura
CLASICA
Numerales de
Stock
+1 Br2O Anhídrido hipobromoso Óxido de bromo (I)
+3 Br2O3 Anhídrido bromoso Óxido de bromo
(III)+5 Br2O5 Anhídrido brómico Óxido de bromo (V)
+7 Br2O7 Anhídrido perbrómico Óxido de bromo
(VII)
Ejercicio : Dada la fórmula, escriba el nombre de los siguientes óxidos ácidos
por las tres nomenclaturas:
a) SeO3 b) CO2 c)
I2O5 d) P2O3
Ejercicio: Escribir las fórmulas correspondientes dado el nombre de los
siguientes compuestos:
a) Anhídrido sulfúrico b) Trióxido de dinitrógeno c) Oxido de
nitrógeno (II)
COMPUESTOSTERNARoS
Reciben este nombre los compuestos formados por tres elementos y de
acuerdo a su función inorgánica se denominan como:
 HIDRÓXIDOS
 OXOÁCIDO
 OXOSALES
HIDROXIDOS
Son los compuestos constituidos por un catión metálico y tantas agrupaciones
OH- (ión hidroxilo) como el número de oxidación del metal. Pueden
representarse por la fórmula general Me(OH)X, en la que Me simboliza el

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metal y “x” su número de oxidación. Su formación siempre puede imaginarse por
el agregado de agua al óxido básico respectivo.
PbO + H2O Pb(OH)2
Óxido básico + Agua Hidróxido o base
Nomenclatura: Se los denomina "hidróxidos de" y el nombre del metal. Cuando
es necesario aclarar el número de oxidación del metal, la nomenclatura clásica
utiliza, como hemos visto los sufijos "oso" e "ico", en tanto la nomenclatura
moderna hace uso de los numerales de Stock.
Ejemplo
Compues
to
Nomenclatura
CLASICA
Atomicidad Numerales
Stock
Ni(OH)2 Hidróxido niqueloso Dihidróxido de níquel Hidróxido de
níquel(II)Ni(OH)3 Hidróxido niquélico Trihidróxido de níquel Hidróxido de
níquel (III)Zn(OH)
2
Hidróxido de zinc Dihidróxido de cinc Hidróxido de
zinc
Ejercicio: Dada la fórmula, escriba el nombre de los siguientes hidróxidos por
las tres nomenclaturas:
a) LiOH b) Cu(OH)2 c) Fe(OH)3
d) Cd(OH)2
Ejercicio: Dado el nombre de los siguientes hidróxidos escriba la
fórmula correspondiente:
a) hidróxido de cobalto (II) b) hidróxido plúmbico c) hidróxido de zinc d)
hidróxido de estaño (IV)
ÁCIDOS OXIGENADOS U OXOÁCIDOS
Son compuestos de fórmula general HXMOY donde M simboliza el elemento
central y es normalmente un no metal aunque también puede ser un metal de
transición con número de oxidación elevado como el Cr+6, Mn+6o Mn+7. Dicho

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elemento central (al que se le asigna un número de oxidación positivo) se
encuentra combinado con oxígeno e hidrógeno.
Nomenclatura:
Clásica: Si el elemento posee más de un número de oxidación es necesario
emplear prefijos y
sufijos. Así se presentarán las siguientes
posibilidades:
1) Número de oxidación inferior: se agrega al nombre del elemento central
el prefijo
“hipo” y el sufijo “oso” a la terminación.
2) Número de oxidación bajo: se agrega el sufijo “oso” al nombre del
elemento central.
3) Número de oxidación alto: se añade el sufijo “ico” al nombre del elemento
central.
4) Número de oxidación superior: se añade el prefijo “per” al nombre del
elemento
central y el sufijo “ico” a la
terminación.
Moderna: Por el Sistema de Stock se nombra el átomo central, con terminación
“ato”, entre paréntesis con números romanos se indica su número de oxidación y
por último, se nombra el hidrógeno. La nomenclatura sistemática también
los nombra teniendo en cuenta la atomicidad.

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Ejemplo:
Nomenclatura de Stock
Atomicidad
Nomenclat
ura
CLASIC
A
Ácido
HNO2 Ácido nitroso Nitrato (III) de hidrógeno Dioxonitrato de
hidrógenoHNO3 Ácido nítrico Nitrato (V) de hidrógeno Trioxonitrato de
hidrógeno
Los halógenos (Cl, Br, I) pueden formar cuatro oxoácidos, según sus números
de oxidación positivos:
Número de oxidación Fórmula Nombre clásico
+1 HBrO ácido hipobromoso
+3 HBrO
2
ácido bromoso
+5 HBrO
3
ácido brómico
+7 HBrO
4
ácido perbrómico
Ejercicio: Dada la fórmula, escriba el nombre de los siguientes oxácidos por
las tres nomenclaturas:
a) H2CO3 b) H2SO4 d)HClO
d)HIO4
Ejercicio: Nombrar de acuerdo a la nomenclatura moderna (Stock), los cuatro
ácidos del bromo.
Si consideramos que los oxácidos provienen de la reacción química de un óxido
ácido y el agua tenemos que:
ÓXIDO ÁCIDO + AGUA OXOÁCIDO
Para obtener la fórmula del ácido sulfúrico se siguen los pasos
siguientes:
1) Se escribe la molécula del óxido ácido del cual proviene, - anhídrido sulfúrico
u óxido de azufre (VI)- y se le suma una molécula de agua:
SO3 + H2O

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2) Se escriben a la derecha, uno al lado del otro, los símbolos de los
elementos que intervienen en la reacción:
SO3 + H2O H S O
3) Se colocan como subíndices el número total de átomos que figuran a la
izquierda:
SO3 + H2O H2SO4
4) Se simplifican los subíndices de ser posible
Sales Ternarias: son compuestos ternarios formados por un elemento no metálico,
un metal y oxígeno (n.o. = -2). Provienen de reemplazar totalmente los átomos de
hidrógenos delos oxoácidos. Para escribir su formula se aplican las siguientes
reglas:
Se cribe primero el oxoácido del cual deriva la sal, se eliminan los hidrógenos
de éste a fin de obtener el anión del oxoácido, teniendo en cuanta siempre que el
número de hidrógenos eliminados nos dará la carga del anión del oxoácido.
Se coloca primero el símbolo del metal y luego el anión del oxoácido.
Se colocan como subíndice del anión el n.o. del metal y como subíndice del
metal la carga del anión

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Nomenclatura sistemática: se indica el número de oxígenos presentes en la fórmula mediante
prefijos seguida del sufijo oxo. A continuación se designa el elemento no metálico terminado
siempre en ato y el n.o. del mismo entre paréntesis y en números romanos.
Finalmente se designa el metal precedido del prefijo que indica la cantidad de este elemento
en la fórmula.
Nomenclatura de Stock: se coloca el nombre del elemento no metálico terminado siempre en
ato y el n.o. del mismo entre paréntesis y en números romanos, a continuación se agrega la
preposición de y el nombre del metal. Si el metal posee dos n.o., se coloca el mismo entre
paréntesis y en números romanos
Nomenclatura tradicional:
 Se coloca el nombre del no metal terminado en ato (cuando el no metal tiene un solo
n.o.). Cuando el no metal posee dos n.o. se debe colocar el sufijo ito para indicar el menor de
estos e ato para indicar el mayor.
 Si el no metal presenta más de dos n.o. se usan los prefijos hipo y per para indicar el
menor y mayor respectivamente.
 Por último se designa al metal. Si solo tiene un n.o. se coloca el nombre del metal; si
presenta dos n.o. se escribe el nombre del metal con terminación oso (menor n.o.) o ico
(mayor n.o.).
Nomenclatura
Fórmula Sistemática Stock Tradicional
K2CO3
Sn(NO3)2
Fe2(SO3)3
NaClO
Ni(BrO4)2
trioxocarbonato de
carbonato de potasio carbonato de potasio
dipotasio
bis(trioxonitrato) de
nitrato (V) de estaño (II) nitrato estannoso
estaño
tris(trioxosulfato) de
sulfato (IV) de hierro (III) sulfito férrico
dihierro
monooxoclorato de sodio clorato (I) de sodio hipoclorito de sodio
bis(tetraoxobromato) de
bromato (VII) de niquel (II) perbromato niqueloso
niquel

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