Quimica


FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

Todos los compuestos son combinaciones, en unas determinadas proporciones, de átomos de elementos de la Tabla Periódica que guardan entre sí una cierta afinidad. Las limitaciones vienen prefijadas por la capacidad de combinación o valencia de los elementos que, a su vez, es función de la configuración electrónica de los átomos implicados. Esto permite establecer una clasificación por tipos de compuestos que ayuda a simplificar la Química.

Debido al gran número de compuestos distintos que se conocen, es necesario someterse a unas normas para nombrar y escribir los mismos. En otras palabras, es necesario establecer un lenguaje químico suficientemente sistematizado para evitar que un mismo compuesto sea nombrado de distintas formas. Por ello, existe en la I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) una Comisión que, de forma periódica, revisa  y actualiza la nomenclatura Química. En este tema se lleva a cabo una revisión de los sistemas de nomenclatura sistemática y clásica, o nombres triviales admitidos por la IUPAC de los compuestos inorgánicos, excluyendo los compuestos de coordinación, basada en la localización de los elementos implicados en la Tabla Periódica. En ocasiones, se recurrirá a los modelos más simples sobre el enlace químico, incluidos las estructuras de Lewis, para justificar la existencia de formas particulares de elementos y compuestos.
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 2           13 14 15 16 17 
                 
  3 4 5 6 7 8 9 10 11 12      
                 
                 
                 
                 

 Elementos metálicos  Elementos metaloides
 Elementos no metálicos  Gases nobles



1.- LOS ELEMENTOS: ALOTROPÍA

Los elementos más electronegativos suelen presentarse, en condiciones estándares, como gases constituidos por moléculas diatómicas.

                Nombre trivial                        Nombre sistemático
H2           Hidrógeno                              Dihidrógeno
D2           Deuterio*                                Dideuterio
T2            Tritio**                                    Ditritio
F2            Flúor                                      Diflúor
N2           Nitrógeno                               Dinitrógeno

*: Isótopo del hidrógeno de masa 2 (2H)
**: Isótopo del hidrógeno de masa 3
Son isótopos aquellos átomos que tienen el mismo número atómico pero distinto número másico.
La disminución en la electronegatividad resulta en la evolución hacia redes tridimensionales:

Cuando se presentan agrupaciones distintas del mismo átomo, se habla de formas alotrópicas:
(a)      O3, O4 (ozono y oxozono)
(b)     Anillos y cadenas (S8, Sn)
(c)      Cadenas y láminas (fósforo rojo y negro, aparte del denominado blanco P4)
(d)     Diamante, grafito, carbón y fullereno (figura)

Grafito                                   Diamante                                Fullereno

Los elementos metálicos se representan simplemente mediante el símbolo del elemento, por ejemplo, Zn representa el elemento Cinc y también el metal. Forman redes de un gran número de átomos, siendo aplicable el modelo de esferas con tendencia al máximo empaquetamiento

Los gases nobles se presentan como moléculas monoatómicas y se formulan mediante el símbolo del elemento: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.

2.- COMPUESTOS QUÍMICOS: CLASIFICACIÓN FORMAL Y NÚMEROS DE OXIDACIÓN
2.1. CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS
¿Cómo se puede conseguir la configuración de gas noble? Para ello existen tres formas distintas: ganando, perdiendo o compartiendo electrones con otros átomos
Según la electronegatividad de los elementos que se combinen entre sí, los compuestos químicos se clasifican en:
-          iónicos: combinación de elementos metálicos y no metálicos
-          covalentes: combinación de elementos no metálicos entre sí
-         

intermetálicos: combinación de elementos metálicos entre sí
La electronegatividad de los elementos ligeros hidrógeno y carbono se aproxima al valor medio del intervalo de la escala completa de Pauling (Cs a F). De los compuestos respectivos,  de una diversidad manifiesta, se estudian en particular, hidruros y compuestos orgánicos. Asimismo, el oxígeno es un elemento singular en su abundancia y elevada electronegatividad, y dedicaremos atención particular a las combinaciones binarias y ternarias del mismo.

2.2. NÚMEROS DE OXIDACIÓN
El número de oxidación es el número de electrones que un átomo pone en juego formalmente, en ocasiones muy lejos de la realidad, cuando forma un compuesto determinado. El nº de oxidación es positivo si el átomo formalmente pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

Para asignar un número de oxidación a cada átomo de un compuesto, se emplean un conjunto de reglas que se pueden resumir de la siguiente manera:
- el número de oxidación de todos los elementos es cero
- el número de oxidación de cualquier ion monoatómico, hidratado o formando parte de un sólido iónico, es su carga eléctrica
- el número de oxidación del H es +1, excepto en los hidruros de elementos de los Grupos 1 y 2 que es -1
- el número de oxidación del oxígeno en los óxidos es -2, excepto frente al flúor, en los peróxidos (O2=) e hiperóxidos (O2-)
- el número de oxidación del F en sus compuestos es -1
- la suma algebraica de los números de oxidación de un compuesto es cero si éste es neutro y si es un ion es igual a la carga del mismo.

Conviene insistir en que el número de oxidación no representa la carga real eléctrica de un átomo en un compuesto. Por ejemplo, tanto en el NO como en CaO el número de oxidación del O es -2; sin embargo, en el NO no existe una carga real -2 en el O y +2 en el NO ya que se trata de un compuesto covalente; el CaO es un compuesto iónico, pero las cargas reales no son +2 y -2. Por tanto, a partir de ahora representaremos al número de oxidación  con números romanos entre paréntesis, sobre todo cuando la carga real sea muy diferente.

Por otro lado, no se debe confundir el concepto número de oxidación con valencia, ya que la valencia de un átomo es el nº de átomos que se combinan con él mediante enlace simple. Por ejemplo, en los siguientes compuestos: CH4, CH3Cl, CH2Cl2 y CCl4 la valencia del C es siempre 4, en cambio su número de oxidación varía (-IV, -II,  0 , +IV)

Text Box:                  
+I +II                
                 
          +I,+II +II      
          +I       
          +I,+III +I,+II      
                 
ns1 ns2         (n-1)d10ns1 (n-1)d10ns2

A continuación, se realiza un estudio de los estados de oxidación que pueden presentar los átomos de los distintos elementos a lo largo de la Tabla Periódica
2.2.1. Elementos del bloque s y del bloque (n-1)d10ns
2.2.2.  Elementos del bloque p
En el caso de número de oxidación menor que –II, el enlace es apreciablemente covalente. El boro, único elemento no metálico del Grupo 13, posee deficiencia electrónica para satisfacer la regla los ocho electrones (boranos) y se forman enlaces extensivos a otros centros.


Text Box:                  
                 
                 
  +III +II
a
+IV +II
a
+V +II
a
+VI +IV
a
+VII* +II, +III        
       +II
a
+VIII +II a +IV
+VI +II, +IV        
         +II a
+VI        
                 
  (n-1)d1
ns2 (n-1)d2
ns2 (n-1)d3
ns2 (n-1)d4
ns2 (n-1)d5
ns2 (n-1)d6
ns2 (n-1)d7
ns2 (n-1)d8
ns2        
* Mn además presenta +II y +III
2.2.3. Elementos de transición y tierras raras


Text Box:  Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
+II      •       • 
+III • • • • • • • • • • • • • •
+IV •       •



3.- COMBINACIONES BINARIAS DE UN ELEMENTO METÁLICO Y OTRO NO METÁLICO
El metal, más electropositivo, se escribe a la izquierda de la fórmula. Para nombrar al no metal se le añade el sufijo –uro.

El no metal suele presentarse en un único estado de oxidación (ver sección 2.2.2):
Algunos ejemplos:

Fórmula

IUPAC

Nomenclatura antigua
Nombre estequiométrico
Nomenclatura de Stock
CaF2
Difluoruro de calcio

Fluoruro de calcio

Fluoruro cálcico
CuBr
Monobromuro de cobre
Bromuro de cobre (I)
Bromuro cuproso
CuBr2
Dibromuro de cobre
Bromuro de cobre (II)
Bromuro cúprico
V2S5
Pentasulfuro de divanadio
Sulfuro de vanadio (V)
Pentasulfuro de vanadio
Mg3N2
Dinitruro de trimagnesio
Nitruro de magnesio
Nitruro magnésico

4.- COMBINACIONES BINARIAS DE DOS ELEMENTOS NO METÁLICOS
Estas combinaciones se nombran igual que las anteriores, añadiendo –uro al elemento más electronegativo. Debe colocarse a la izquierda del elemento que aparece primero, en la siguiente secuencia:

B   Si   C   Sb   As   P   N   H   Se   Te   S   At   I   Br   Cl   F


Fórmula
IUPAC
Nombre estequiométrico
Nomenclatura de Stock
BrF
Monofluoruro de bromo
Fluoruro de bromo (I)
BrF3
trifluoruro de bromo
Fluoruro de bromo (III)
BrF5
pentafluoruro de bromo
Fluoruro de bromo (V)
IBr3
Tribromuro de yodo
Bromuro de yodo (III)
CS2
Disulfuro de carbono
Sulfuro de carbono
Si3N4
Tetranitruro de silicio
Nitruro de silicio
BP
Fosfuro de boro
Fosfuro de boro

5.- COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO
Como el hidrógeno puede ceder fácilmente su único electrón o también captar uno adicional para adquirir la configuración electrónica del He, las combinaciones binarias del H son muy diversas y en ellas el H puede ser formalmente positivo o negativo, según sea la electronegatividad del otro elemento.
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 covalentes  salinos o iónicos  desconocidos
 intermedios  metálicos



5.1.- Hidruros iónicos o salinos: Son las combinaciones del hidrógeno con elementos alcalinos y alcalinotérreos (Grupos 1 y 2). Los metales del Grupo 1 actúan con número de oxidación +I y los del 2, con número de oxidación +II (ver sección 2.2.1.)

Fórmula                  nombre sistemático
LiH                         hidruro de litio
BeH2                       hidruro de berilio

5.2.- Hidruros covalentes: Son combinaciones del hidrógeno con elementos de los Grupos 13 a 17. El número de oxidación del no metal en cada caso es la que surge de considerar al H con número de oxidación +I, pero realmente es el número de electrones necesarios para completar el octete. Las combinaciones del H con los no metales de los Grupos 16 y 17 (F, Cl, Br, I, S, Se y Te) se llaman Hidrácidos. Se denominan así porque tienden a disolverse en agua dando soluciones ácidas. El H se coloca a la izquierda de la fórmula por ser el elemento menos electronegativo. Respecto del nombre, se suele añadir la terminación –uro al nombre del elemento situado a la derecha de la fórmula; aunque la IUPAC recomienda la terminación –ano, generalizando la denominación metano.

Gruposà
13
14
15
16
17
Configuración electrónicaà
-s2p1
-s2p2
-s2p3
-s2p4
-s2p5
Fórmula
--
Nombre común
--
Nombre sistemático

BH3
--
Boranos
CH4
--
Metano
tetrahidruro de carbono
NH3
--
Azano (amoniaco)
Trihidruro de nitrógeno
H2O
--
Oxidano (agua)
HF
--
ácido fluorhídrico
Fluoruro de hidrógeno
----
SiH4
--
Silano
tetrahidruro de silicio
PH3
--
Fosfano (fosfina)
trihidruro de fósforo
H2S
--
Sulfano
(ácido sulfhídrico)
dihidruro de azufre
HCl
--
ácido clorhídrico
cloruro de hidrógeno
----
GeH4
--
Germanano
tetrahidruro de germanio

AsH3
--
Arsano (arsina)
trihidruro de arsenio
H2Se
--
Selano
(ácido selenhídrico)
dihidruro de selenio
HBr
--
ácido bromhídrico
bromuro de hidrógeno
----
SnH4
--
Estannano
tetrahidruro de estaño
SbH4
--
Estibano (estibina)
trihidruro de antimonio
H2Te
--
Telurano
(ácido telurhídrico)
dihidruro de teluro
HI
--
ácido yodhídrico
yoduro de hidrógeno

5.3.- Hidruros metálicos o intersticiales: Son combinaciones del hidrógeno con otros elementos metálicos de los Grupos 3 a 12 y la estequiometría es variable, existiendo fases límites

6.- COMBINACIONES BINARIAS Y TERNARIAS DEL OXÍGENO

6.1.- ÓXIDOS
El oxígeno es el elemento más electronegativo después del F, muestra una gran tendencia a ganar dos electrones para adquirir la configuración del Ne y, de ahí, su número de oxidación -II.

Óxidos de los grupos 1 y 2
Actúan con número de oxidación +I y +II, respectivamente. Para formularlos, se coloca siempre el elemento más electropositivo en primer lugar. Algunos ejemplos:

Na2O       óxido de sodio
BeO        óxido de berilio

Óxidos de otros grupos
Los elementos metálicos y no metálicos presentan una elevada gama de número de oxidación (ver secciones 2.2.1, 2.2.2. y 2.2.3)
La IUPAC permite indicar las proporciones en que se encuentran los elementos por medio de:
-          prefijos griegos: mono-, di-, tri-, tetra- etc.
Está permitido también utilizar los prefijos hemi- (2/1) y sesqui-(2/3)
               
-          el sistema Stock: el número de oxidación del elemento, distinto del oxígeno, se indica en números romanos y entre paréntesis inmediatamente después del nombre. Si en el compuesto interviene un elemento de número de oxidación constante, no es necesario indicar las proporciones estequiométricas, ni su número de oxidación. La IUPAC no recomienda el uso de los sufijos –ico –oso para indicar que un elemento con dos número de oxidación actúa con el más alto o el más bajo, respectivamente, pero se sigue empleando.

Algunos ejemplos:

Fórmula
IUPAC
Nomenclatura antigua
Nombre estequiométrico
(prefijos griegos)
Nomenclatura de Stock
FeO
Monóxido de hierro
Óxido de hierro (I)
Óxido ferroso
Fe2O3
Trióxido de dihierro
Sesquióxido de hierro
Óxido de hierro (III)
Óxido férrico
CrO

Monóxido de cromo

Óxido de cromo (II)
Óxido cromoso
Cr2O3
Trióxido de dicromo
Óxido de cromo (III)
Óxido crómico
CrO3
Trióxido de cromo
Óxido de cromo (VI)
Óxido crómico
N2O
Óxido de dinitrógeno/ Hemióxido de nitrógeno

Óxido de nitrógeno (I)
Óxido nitroso
Anhídrido hiponitroso
NO
Monóxido de nitrógeno
Óxido de nitrógeno (II)
Óxido nítrico
N2O3
Trióxido de dinitrógeno
Sesquióxido de nitrógeno
Óxido de nitrógeno (III)
Anhídrido nitroso
NO2
Dióxido de nitrógeno
Óxido de nitrógeno (IV)
Dióxido de nitrógeno
N2O4
Tetraóxido de dinitrógeno
Óxido de nitrógeno (IV) (dímero del anterior)
Tetróxido de nitrógeno
N2O5
Pentaóxido de dinitrógeno
Óxido de nitrógeno (V)
Anhídrido nítrico
SO2
Dióxido de azufre
Óxido de azufre (IV)
Anhídrido sulfuroso
SO3
Trióxido de azufre
Óxido de azufre (VI)
Anhídrido sulfúrico

Histórico: Según el comportamiento del óxido en disoluciones acuosas:
-          soluble, disolución básica: óxido (Na2O, CaO)
-          soluble, disolución ácida: anhídrido (SO2, SO3)
-          insoluble, soluble en disoluciones ácidas y básicas: anfóteros (Al2O3)

Ejemplos:

CaO(s) + H2O(l) = Ca2+(aq) + 2OH-(aq)
SO2(g) + H2O(l) = H2SO3 (aq)
SO3(g) + H2O(l) = H2SO4 (aq)

Óxidos dobles
Existen óxidos en los que el elemento metálico parece hallarse en un estado de oxidación anómalo, intermedio entre los números de oxidación más usuales del mismo. Al investigarse la estructura de estos óxidos por difracción de rayos X, se ha observado que  la red cristalina está formada por iones metálicos de distinta carga alternados, por lo que estos compuestos pueden considerarse como una combinación de dos óxidos simples. Por ejemplo, Fe3O4 = FeO + Fe2O3.

También se detectó, al analizar la estructura mediante difracción de rayos X, de ciertos compuestos a los que se daba el nombre de sales (titanatos, estannatos, etc), como muchos de ellos no contenían aniones discretos, sino que eran óxidos dobles. Por ejemplo: MgTiO3 = MgO + TiO2.

Tanto para nombrarlos como para formularlos, la IUPAC recomienda seguir el orden alfabético.
Fe3O4                      tetraóxido (doble) de hierro (II) - dihierro (III)
Li2ZnO2                  dióxido (doble) de dilitio zinc
MgTiO3                  trióxido doble de magnesio-titanio

6.2.- PERÓXIDOS
Son combinaciones binarias del oxígeno que contienen el anión peróxido O22-. Se pueden nombrar de dos maneras:
-          añadiendo el prefijo per- al óxido
-          con la nomenclatura sistemática

H2O2       peróxido de hidrógeno, dióxido de dihidrógeno, agua oxigenada
BaO2       peróxido de bario, dióxido de bario
CuO2       peróxido de cobre (II), dióxido de cobre

6.3.- HIPERÓXIDOS
El ion O2- se conoce como hiperóxido. Los hiperóxidos son paramagnéticos, es decir, tienen un electrón desapareado. Los más conocidos son el KO2, RbO2, CsO2, NaO2, CaO4, SrO4, BaO4, MgO4, ZnO4 y CdO4.


6.4.- HIDRÓXIDOS
Son la combinación del ion hidróxido (OH-) con un metal.

Fórmula                 nomenclatura de Stock                           nombre sistemático
LiOH                      hidróxido de litio                                    hidróxido de litio
Fe(OH)2                 hidróxido de hierro (II)                          dihidróxido de hierro
Cr(OH)2                 hidróxido de Cromo (II)                        dihidróxido de cromo

Hidróxidos dobles: Son la combinación del ion hidróxido (OH-) con dos elementos metálicos.
AlCa2(OH)7= Al(OH)3 + 2 Ca(OH)2    à heptahidróxido (doble) de aluminio dicalcio

Na2Pb(OH)6= 2 NaOH + Pb(OH)4 à hexahidróxido doble de plomo (IV)-disodio

6.5..- OXOÁCIDOS
                               hidrácidos HX
Ácidos inorgánicos
                                               Oxoácidos HaXOb

Ya se han estudiado los hidrácidos, combinaciones binarias del H con F, Cl, Br, I, S, Se y Te. Aquí se presentan compuestos con propiedades ácidas que contienen oxígeno en la molécula y se denominan, de forma general, oxoácidos. Ellos obedecen a la fórmula HaXbOc, donde X es normalmente un elemento no metálico, pero también puede ser un metal de transición en estado de oxidación elevado.

El primer punto a estudiar es el conocimiento del estado de oxidación del elemento. Sabiendo que el no. de oxidación del O es –II y el del H +I, es fácil conocer el del elemento X:

                H Cl O: +I
                H Cl O2: +III
                H Cl O3: +IV
                H Cl O4: +VII

En general: número de oxidación de X = (2c-a)/b

NOMENCLATURA CLÁSICA:

-     Sufijos -oso-ico, prefijos hipo- y per-
-          Sufijos meta- y orto-: meta- indica que el ácido sobre el que se aplica es el que tiene menor contenido en agua y orto- indica el de mayor contenido en agua
-          Prefijos di- o piro-, tri-, tetra- etc. : el prefijo di- se emplea para dejar sentado que el número de átomos del elemento X es el doble de lo normal o de lo esperado; también se admite la voz “piro” (del griego fuego) ya que estos diácidos se obtienen por calentamiento de los ácidos normales, es decir, por eliminación de agua. El prefijo tri- deja constancia de la existencia de un trímero (triple número de átomos del elemento X), etc.
Para formular: tener en cuenta lo siguiente:
1)       prestar atención al sufijo –ico, -oso y al posible prefijo hipo- per-
2)       tener en cuenta que los prefijos meta y orto indican distinto grado de hidratación y que los prefijos di o piro, tri, tetra, etc indican el grado de polimerización
3)       en los casos más complicados basta acordarse de que:
-   todos los oxoácidos del grupo 17 tienen 1 hidrógeno en su fórmula, excepto el ortoperyódico
-   todos los del grupo 16 tienen 2 hidrógenos
-   las formas orto del P y As tienen 3 hidrógenos: H3PO3
4)       sabiendo el estado de oxidación del elemento y el número de átomos de H, se calcula el número de átomos de oxígeno
6.5..a.- Oxoácidos de los halógenos (Grupo 17)
   HBrO                      ácido hipobromoso
   HBrO2                    ácido bromoso
   HBrO3                    ácido brómico
   HBrO4                    ácido perbrómico
   HIO                        ácido hipoyodoso
   No se conoce el ácido HIO2
   HIO3                       ácido yódico
   HIO4                       ácido metaperyódico
   H5IO6                      ácido ortoperyódico (= HIO4 + 2 H2O)

6.5.b.- Oxoácidos del grupo 16
H2SO2                     ácido sulfoxílico (Número de oxidación = +II)
H2S2O4                   ácido ditionoso (N.o.= +III)
H2SO3                     ácido sulfuroso (N.o.= +IV)
H2S2O5                   ácido disulfuroso (N.o.= +4) (= 2 H2SO3 – H2O)
H2S2O6                   ácido ditiónico (N.o.= +V)
H2SO4                     ácido sulfúrico (N.o.= +VI)
H2S2O7                   ácido disulfúrico (N.o.= +6) (2 H2SO4 – H2O)
H2TeO3                   ácido teluroso (N.o.= +IV)
H6TeO6                   ácido ortotelúrico (N.o.= +VI); este es el ácido telúrico realmente estable, y no el H2TeO4 (metatelúrico)

6.5.c.- Oxoácidos del grupo 15
H2N2O2                   ácido hiponitroso
H2NO2                    ácido nitroxílico
HNO2                     ácido nitroso
HNO3                     ácido nítrico
H3PO2                               ácido fosfínico o hipofosforoso. Sólo tiene un hidrógeno ácido (PH2(OH)O)
H3PO3                     ácido fosfónico o fosforoso (PH(OH)2O)
H4P2O5                   ácido difosfónico
H3PO4                     ácido fosfórico ((P(OH)3O)
H4P2O7                   ácido difosfórico o pirodifosfórico

6.5.d.- Oxoácidos del carbono y del silicio
Tanto el C como el Si actúan con n.o. +IV:
H2CO3                    ácido carbónico
H4SiO4                    ácido ortosilícico
(H2SiO3)n               ácidos metasilícicos


6.5.e.- Oxoácidos del boro
El estado de oxidación normal del boro, cuando está unido al oxígeno, es +III:
(HBO2)n                  ácidos metabóricos
H3BO3                    ácido ortobórico

6.5.f.- Oxoácidos de los elementos de transición
La mayoría no son estables, pero su conocimiento es importante porque se conoce un elevado número de derivados. Generalmente el elemento metálico de transición actúa con un número de oxidación elevado.
HMnO4                   ácido permangánico
H2MnO4                  ácido mangánico
H2CrO4                   ácido crómico
H2Cr2O7                  ácido dicrómico
HVO3                     ácido metavanádico
H3VO4                    ácido ortovanádico
H3V3O9                    ácido trivanádico

 

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA

No es la que se usa habitualmente, de ahí la importancia del estudio de la nomenclatura clásica, pero tiende a imponerse, por la simplificación que conlleva con respecto a la anterior.
Fórmula
Nomenclatura clásica
IUPAC
Nomenclatura sistemática funcional (Stock)
Nomenclatura sistemática (Stock)
HClO
Ácido hipocloroso
Ácido oxoclórico (I)
Oxoclorato (I) de hidrógeno
HClO2
Ácido cloroso
Ácido dioxoclórico (III)
Dioxoclorato (III) de hidrógeno
HClO3
Ácido clórico
Ácido trioxoclórico (V)
Trioxoclorato (V) de hidrógeno
HClO4
Ácido perclórico
Ácido tetraoxoclórico (VII)
Tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno
H2SO3
Ácido sulfuroso
Ácido trioxosulfúrico (IV)
Trioxosulfato (IV) de hidrógeno
H2S2O5
Ácido disulfuroso
Ácido pentaoxodisulfúrico (IV)
Pentaoxodisulfato (IV) de hidrógeno
H2SO4
Ácido sulfúrico
Ácido tetraoxosulfúrico (VI)
Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno
H2S2O7
Ácido disulfúrico
Ácido heptaoxodisulfúrico (VI)
Heptaoxodisulfato (VI) de hidrógeno
HNO2
Ácido nitroso
Ácido dioxonítrico (III)
Dioxonitrato (III) de hidrógeno
HNO3
Ácido nítrico
Ácido trioxonítrico (V)
Trioxonitrato (V) de hidrógeno
H2CO3
Ácido carbónico
Ácido trioxocarbónico
Trioxocarbonato de hidrógeno
H4SiO4
Ácido ortosilícico
Ácido tetraoxosilícico
Tetraoxosilicato de hidrógeno
No se indica en la tabla el nombre estequiométrico porque no se usa en la práctica.

6.6.- SALES
Son el resultado de la unión de una especie catiónica y una aniónica. Algunas ya se estudiaron en las combinaciones no metal-metal. Cuando el anión procede de un oxoácido se emplean para la nomenclatura los sufijos –oso, -ico, hipo- y per-.

Fórmula

Oxoanión de procedencia
Nombre tradicional aceptado
Nombre sistemático
NaClO
ClO-
Hipoclorito sódico
Monoxoclorato (I) de sodio
NaClO3
ClO3-
Clorato de sodio
Trioxoclorato (V) de sodio
K2SO4
SO42-
Sulfato de potasio
Tetraoxosulfato (VI) de potasio
Para formular sales típicamente iónicas se utiliza el criterio de compensación de cargas o de números de oxidación. Por ejemplo, para formular el Bromato de Fe (III), como el bromato tiene una carga negativa y el hierro 3 positivas, harán falta tres aniones bromato para compensar las tres cargas del hierro. Para formular el sulfato de aluminio, como el Al tiene 3 cargas + y el sulfato 2 -, habrá que poner 2 Al y 3 sulfatos: Al2(SO4)3.

Bromato de litio                      LiBrO3
Bromato de hierro (III)           Fe(BrO3)3
Fosfato de sodio                     Na3PO4
 
Sales ácidas
Los ácidos con más de un hidrógeno no los ceden todos con igual facilidad y dan lugar a aniones que contienen H:
H2SO4 – H+ à HSO4- - H+ à SO42-

H3PO4 – H+ à H2PO4- - H+ à HPO42-  - H+ à PO43-

Los iones HSO4-, H2PO4-, HPO42-, etc. se nombran añadiendo el prefijo hidrógenodihidrógeno, etc. delante del nombre del anión. Sus sales correspondientes se denominan sales ácidas.
Fórmula
Nombre IUPAC
Nombre vulgar
NaHCO3
Hidrógenocarbonato de sodio*
Bicarbonato sódico
Fe(HSO4)2
Hidrógeno sulfato de hierro (II)
Bisulfato ferroso
KH2PO4
Dihidrógenofosfato de potasio
Bifosfato potásico
K2HPO4
Monohidrógenofosfato de potasio
Bifosfato dipotásico
Al2(HPO4)3
Monohidrógenofosfato de aluminio
Tribifosfato de aluminio
*el nombre sistemático sería hidrógenotetraoxocarbonato (VI) de sodio. Así para todos los demás.

Sales dobles, triples, etc
Cuando en una sal hay varios cationes, se escriben y citan en orden alfabético

AgK(NO3)2                            nitrato (doble) de plata-potasio
CdFeSiO4                               ortosilicato (doble) de cadmio-hierro (II)
CuK2Mg2(P2O7)2                   difosfato (triple) de cobre (II)-dimagnesio-dipotasio



CURIOSIDADES: 

La tabla periódica es una obra del Ruso Dimitri Mendeleev y a la vez es una culminación del estudio de las propiedades Químicas. Mendeleev fue recomendado para recibir el premio Nobel de Química en 1906 sin embargo no le fue otorgado y como homenaje luego de su muerte se nombró al elemento radiactivo número 101, mendelevium.

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