Resumen de Química General I: Nomenclatura y Notación

UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR
FACULTAD DE FILOSOFÍA, LETRAS Y CIENCIAS DE LA
EDUCACIÓN
RESÚMENES DE
QUÍMICA GENERAL I
María Verónica Maila Álvarez
Helen Iveth Figueroa Cepeda
Quito, 2016
UNIDAD IV
Nomenclatura química inorgánica
Generalidades
La nomenclatura química comprende el conjunto de reglas aceptadas en los varios
Congresos Internacionales de Química que enseñan a dar nombres racionales a las
especies químicas y a representarlas por medio de símbolo y fórmulas químicas.
En otras palabras, la nomenclatura y notación química es la asignación de nombres,
símbolos y fórmulas químicas a las especies químicas (elementos y compuestos
químicos) a través de la aplicación de reglas aceptadas internacionalmente normadas
por la International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC).
Especie química
Es toda substancia simple o compuesta químicamente pura, es decir, que cualquier
partícula de la substancia posee siempre la misma composición química (elementos y
compuestos químicos).
La nomenclatura química es escrita y hablada. La primera es la escritura o notación
química y la segunda, la nomenclatura propiamente dicha.
Ejemplo:
NOTACIÓN
Au
Cu
Ag
S
ZnO
NaCl
AgNO3
NOMENCLATURA
Elementos
Compuestos
Oro
Cobre
Plata
Azufre
Óxido de zinc
Cloruro de sodio
Nitrato de plata
Nomenclatura de los elementos químicos
La mayoría de elementos químicos tienen nombres que no obedecen a reglas fijas y
determinadas. Así:
1. Los elementos conocidos desde épocas remotas conservan sus nombres
primitivos: oro, plata, hierro, plomo.
2. A menudo el nombre de los elementos nos recuerda una propiedad sobresaliente
de los mismos:
Hidrógeno
Productor de agua
Cloro
Verde
Bromo
Fétido, mal olor
Cromo
Coloreado (diversa coloración de sus sales)
Bario
Pesado
Fósforo
Portador de luz
Nitrógeno
Productor de nitro (salitre)
Boro
Blanco
Cesio
Azulado
Platino
Parecido a la plata
Oxígeno
Formador de ácido
Tecnecio
Artificial
Astato
Inestable
Indio
Índigo
3. Otros elementos tienen el nombre de la región de origen o donde se les descubrió:
Galio
De las Galias (Francia)
Germanio
De Germania o Alemania
Hafnio
De Hafnia (Copenhague)
Europio
De Europa
Polonio
De Polonia
Americio
De América
Francio
De Francia
Helio
Encontrado en el sol
Escandio
De Escandinavia
4. Existen elementos que llevan el nombre de planetas, astros:
Selenio
Luna
Telurio
Tierra
Helio
Sol
Uranio
Urano
Plutonio
Plutón
5. En homenaje a su descubridor o de científicos notables:
Curio
Esposos Curie
Einstenio
Einstein
Nobelio
Nobel
Mendelevio
Mendeleev
6. Hay elementos que tienen nombre de dioses de la mitología:
Torio
Dios del trueno, Thor
Prometio
Dios Prometeo
Neptunio
Dios Neptuno
Vanadio
Diosa Vanadis
En la actualidad, los nuevos elementos descubiertos están recibiendo nombres
basados en el latín de acuerdo a la decisión de la IUPAC.
Notación de los elementos químicos
A los elementos químicos se los representan por medio de símbolos químicos. El
símbolo es la abreviatura química admitida para representar al elemento. Está
constituido generalmente por la letra inicial mayúscula del nombre latino o griego
latinizado y deben escribirse en letra imprenta.
Cuando el nombre latino de varios elementos comienza por una misma letra, su
símbolo se forma con dos de las primeras letras de dicho nombre, y en algunos casos
se toma la primera y otra intermedia, pero la segunda letra va siempre con minúscula.
NOMBRE CASTELLANO
Actinio
Aluminio
Antimonio
Argón
Arsénico
Boro
Bario
Berilio
Berkelio
Carbono
Cloro
Cobre
Curio
Hidrógeno
Oro
Plata
Hierro
Mercurio
Plomo
Estaño
Sodio
Potasio
Azufre
NOMBRE LATINO
Actinium
Aluminium
Stibium
Argon
Arsenicum
Borum
Barium
Beryllium
Berkelium
Carboneum
Clorum
Cuprum
Curium
Hidrogenium
Aurum
Argentum
Ferrum
Hidrarginum
Plumbum
Stannum
Natrium
Kalium
Sulfur
SÍMBOLO
Ac
Al
Sb
Ar
As
B
Ba
Be
Bk
C
Cl
Cu
Cm
H
Au
Ag
Fe
Hg
Pb
Sn
Na
K
S
Nomenclatura de los compuestos químicos
El nombre de los compuestos químicos está formado por dos nombres: el genérico y
el específico.
El nombre genérico indica el grupo o función química a la que pertenece el
compuesto.
El nombre específico se refiere a la composición especial de la especie química en
cuestión. Ejemplo:
NOMBRE GENÉRICO
Ácido
Ácido
Ácido
Óxido
Óxido
NOMBRE ESPECÍFICO
sulfúrico (formado de S)
nítrico (formado de N)
clorhídrico (formado de Cl)
plúmbico (formado de Pb)
de calcio
Función química
Es un grupo de especies químicas compuestas que reaccionan de la misma manera
por tener propiedades comunes, sobre todo las químicas. Es decir, estas especies
químicas se comportan de un modo propio y particular en las reacciones químicas.
Los compuestos que pertenecen a una función química determinada contienen en sus
moléculas o enlaces un átomo o grupo de átomos de constitución análoga,
denominados grupo funcional.
Ejemplo:
FUNCIÓN ÓXIDO
Grupo funcional: O
CO2
CaO
N2O5
FUNCIÓN ÁCIDO
Grupo funcional: H
HCl
HNO3
H2SO4
FUNCIÓN HIDRÓXIDO
Grupo funcional: OH
NaOH
KOH
Mg(OH)2
El grupo funcional de los óxidos es el O, de los ácidos es H+ (hidrogenión) y de los
hidróxidos es (OH)-, hidroxilo, el que les confiere un comportamiento característico
en las reacciones.
Notación o escritura de los compuestos químicos
Se los representa por medio de fórmulas químicas.
Fórmula química
Es la representación escrita de una molécula o compuesto iónico. Constituido por
un conjunto de símbolos y números que indican cualitativa y cuantitativamente los
elementos que forman el compuesto.
Ejemplo:
Cl2
H2
O2
N2
P4
S8
H 2O H 2S
CO2 NH3
Exponente químico o subíndice químico.- Es el número que indica la cantidad de
átomos que entra en la fórmula. Se escribe en la parte inferior derecha del símbolo
químico y afecta únicamente al elemento que representa dicho símbolo. El exponente
1 no se escribe.
Ejemplo:
H2SO4
El exponente o subíndice químico 2 afecta únicamente al hidrógeno e indica 2 átomos
de este elemento. El subíndice químico o exponente 4 afecta solamente al oxígeno y
señala 4 átomos de dicho elemento.
Coeficiente químico.- Es el número que indica la cantidad de moléculas o de moles
del compuesto. Se escribe antes de la fórmula química. El coeficiente químico afecta
a todos los elementos representados en la fórmula.
Ejemplo:
3H2O
El 3 es el coeficiente químico e indica 3 moléculas o 3 moles de agua, o sea:
H2O + H2O + H2O = 6 átomos de hidrógeno y 3 átomos de oxígeno
Si se quiere indicar 5 moles o 5 moléculas de ácido sulfúrico se escribirá 5H2SO4
SISTEMAS DE NOMENCLATURA
Como anteriormente se explicó, para nombrar los compuestos químicos inorgánicos
se siguen las normas de la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry
o en español Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) y bajo esta normativa
se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos, la
sistemática, la nomenclatura de stock y la nomenclatura tradicional.
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA o IUPAC
Para nombrar compuestos químicos según esta nomenclatura se utilizan los prefijos:
MONO, DI, TRI, TETRA, PENTA, HEXA, HEPTA. Ejemplo:
Cl2O3 Trióxido de dicloro
I2O Monóxido de diyodo
NOMENCLATURA 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.
Ejemplo:
Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II)
Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III)
NOMENCLATURA TRADICIONAL
En esta nomenclatura para poder distinguir con qué valencia intervienen los
elementos en ese compuesto, se utilizan una serie de prefijos y sufijos:
Número de valencias
1 valencia
2 valencias
3 valencias
Prefijo
Ejemplo
Ico
Anhídrido bórico
oso (menor valencia)
Óxido plumboso
ico (mayor valencia)
Óxido plúmbico
hipo-oso
(menor Ácido hiponitroso
valencia)
oso
(valencia Ácido nitroso
intermedia)
ico (mayor valencia)
Ácido nítrico
4 valencias
hipo-oso
valencia)
oso
ico
Per-ico
valencia)
(menor Ácido hipobromoso
Ácido bromoso
Ácido brómico
(mayor Ácido perbrómico
Como se mencionó, cuando el elemento sólo tiene una valencia, se usa el sufijo –ico,
pero además se puede colocar el nombre del elemento precedido de la sílaba “de”,
ejemplo Óxido sódico u Óxido de sodio.
Valencia
El término valencia se utiliza en química con varios significados. El más generalizado
es usarlo como adjetivo de la expresión electrones de valencia que ya se ha utilizado
para designar a los electrones del nivel externo en los elementos representativos y
de los electrones de los subniveles de mayor energía del penúltimo y último nivel en
los elementos de transición del bloque d y a los electrones de los subniveles de energía
superior del antepenúltimo, penúltimo y último nivel de energía en los elementos de
transición interna.
Valencia puede concebirse, entonces como la capacidad que tienen los átomos de los
diferentes elementos para combinarse con otros átomos iguales o distintos para
formar moléculas completas, cristales o agregados moleculares.
De acuerdo a la teoría electrónica, se define a la valencia como el número de
electrones que un elemento puede ceder, recibir o compartir durante un enlace
químico.
La variación periódica más sorprendente en los elementos es la valencia; la
periodicidad de la valencia es muy consistente en los elementos representativos y es
menos clara en los elementos de transición. Se puede usar la tabla periódica para
predecir las valencias de los elementos y las fórmulas de sus compuestos. Se pueden
seguir dos reglas para los elementos representativos:
a. En los grupos IA a IVA la valencia más común es el número del grupo.
b. En los grupos V a VIIA, la valencia más común es igual a 8 menos el número
del grupo o al número del grupo mismo. Se puede usar la tabla periódica
Para los grupos V a VII, el número del grupo da la valencia solamente cuando el
elemento se combina con el oxígeno, el flúor o tal vez uno de los otros halógenos.
Clases de valencia:
 Electrovalencia.- Cuando la combinación supone pérdida o ganancia de
electrones, por lo tanto la formación de iones, la valencia se denomina
electrovalencia. El número de electrones de valencia que pierde o gana un
átomo expresa el valor numérico positivo o negativo de la electrovalencia. Por
lo tanto la electrovalencia puede ser positiva o negativa.
Se llama electrovalencia positiva al número de electrones que el átomo pierde
o cede (pierde electrones que son cargas negativas y se hace positivo). Esto
puede acontecer, como ya se dijo, con los elementos de los grupos IA y IIA y
varios de transición del bloque d.
Se llama electrovalencia negativa al número de electrones que el átomo gana
o recibe (ganan electrones que son cargas negativas, consecuentemente se hace
negativo). Esto acontece con los átomos de los grupos VIA y VIIA.

Covalencia.- Cuando en la combinación de los átomos existe compartición de
electrones, la valencia se denomina covalencia. En las uniones covalentes, la
valencia de los átomos es la suma de los enlaces en que participan, o dicho de
otra manera, es el número de electrones que emplea el átomo en formar pares
electrónicos. La valencia positiva se asigna al átomo menos electronegativo y
la negativa al más electronegativo.
VALENCIA COMÚN, NORMAL U ORDINARIA DE LOS ELEMENTOS
REPRESENTATIVOS
Grupo
Valencia normal
Tipo de valencia
Número de
u ordinaria
oxidación
Electrovalencia positiva
IA
1
1+
Electrovalencia
positiva
IIA
2
2+
Electrovalencia positiva
IIIA
3
3+
Electrovalencia negativa
IVA
4
4+
VA
VIA
VIIA
3
2
1
Covalencia
Electrovalencia negativa
Electrovalencia negativa
Electrovalencia negativa
321-
Los elementos de transición tienen valencias variables debido a que tienen 2 0 3
niveles de energía con subniveles a medio llenar o vacíos, orbitales desapareados y
al ser excitados puede acontecer muchos cambios, saltos de electrones de un nivel a
otro.
VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS MÁS COMUNES EN LAS COMBINACIONES
ELECTROVALENCIA POSITIVA. VALENCIA ÚNICA
Monovalentes
1
Li (Litio)
Na (Sodio)
Divalentes
2
Be (Berilio)
Trivalentes
3
Al (Aluminio)
Bi (Bismuto)
Tetravalentes
4
Hf (Hafnio)
Ir (Iridio)
Hexavalentes
6
U (Uranio)
Tg –W
K (Potasio)
Rb (Rubidio)
Cs (Cesio)
Fr (Francio)
Ag (Plata)
Radical
amonio
(NH4)+
Mg
(Magnesio)
Ca (Calcio)
Sr (Estroncio)
Ba (Bario)
Ra (Radio)
Cd (Cadmio)
Zn (Zinc)
Ga (Galio)
In (Indio)
Eu (Europio)
Gd
(Gadolinio)
Sc (Escandio)
Os (Osmio)
Th (Thorio)
Zr (Zirconio)
Pd (Paladio)
Ti (Titanio)
Platino (Pt)
(Tungsteno o
Wolframio)
Mo
(Molibdeno)
ELECTROVALENCIA POSITIVA. VALENCIA VARIABLE
1 2
Cu (Cobre)
Hg (Mercurio)
3 4
Ce (Cerio)
Pr (Praseodimio)
1 3
Au (Oro)
Tl (Talio)
3 5
Nb (Niobio)
Ta (Tantalio o
Tántalo)
*V (Vanadio)
2 3
Fe (Hierro)
Co (Cobalto)
Ni (Níquel)
Cr (Cromo)
Mn (Manganeso)
2 4
Pb (Plomo)
Sn (Estaño)
6
*Cr (Cromo)
4 6 7
*Mn
(Manganeso)
*Estos metales cuando trabajan con las valencias más altas se comportan como
no metales.
ELECTROVALENCIA NEGATIVA
1
F (Flúor
Cl (Cloro)
Br (Bromo)
I (Yodo)
(CN)- (ión cianuro)
2
O (Oxígeno)
S (Azufre)
Se (Selenio)
Te (Telurio)
3
N (Nitrógeno)
P (Fósforo)
As (Arsénico)
Sb (Antimonio)
4
C (Carbono)
Si (Silicio)
Ge (Germanio)
COVALENCIA
1357
Cl (Cloro)
Br
(Bromo)
I (Yodo)
4 6
135
S (2)
N (Nitrógeno)
(Azufre)
P (Fósforo)
Se
As (Arsénico)
(Selenio) Sb (Antimonio)
Te
(Telurio)
4
C (2)
(Carbono)
Si (Silicio)
3
B (Boro)
1
H
(Hidrógeno)
Funciones Químicas Inorgánicas
Óxidos
Compuestos binarios que resultan de la reacción química de los elementos químicos
con el oxígeno.
Elementos químicos + oxígeno
óxidos
Notación
Para escribir la fórmula de un óxido se anota el símbolo del elemento que se combina
con el oxígeno, al lado el símbolo del oxígeno y se intercambian los valores de sus
valencias; si hay manera de simplificación, se la efectúa. Ejemplo:
1
K
2
O
K2O1
K2O
2
Mg
2
O
Mg2O2
MgO
2
Fe
2
O
Fe2O2
FeO
3
Fe
2
O
Fe2O3
Fe2O3
3
N
2
O
N2O3
N2O3
5
N
2
O
N2O5
N2O5
De manera general para escribir la fórmula de los compuestos se ha acordado escribir
los símbolos de los elementos que componen el compuesto en orden de su
electronegatividad: el menos electronegativo a la izquierda y el más electronegativo
a la derecha.
Nomenclatura tradicional (antigua)
a. Se escribe el nombre genérico: óxido, luego el nombre específico (nombre del metal
o no metal que se ha combinado con el oxígeno) terminándole en ico cuando el
elemento forma un solo óxido. Así:
K2O
CaO
B2O3
ThO2
óxido potásico
óxido cálcico
óxido bórico
óxido tórico
b. Cuando el elemento químico forma dos óxidos distintos, esto es, se combina con dos
valencias diferentes se usa la terminación OSO para el óxido que tenga el elemento
de menor valencia y la terminación ICO para el de mayor valencia. Así:
As2O3 óxido arsenioso
FeO óxido ferroso
As2O5 óxido arsénico
Fe2O3 óxido férrico
c. Cuando el elemento que se combina con el oxígeno forma más de dos óxidos, al de
menor grado de oxidación se antepone el prefijo hipo (menos que, por debajo de )
y al de mayor grado de oxidación se antepone el prefijo per (más que por encima
de)
Ejemplos:
Cl2O
Cl2O3
Cl2O5
Cl2O7
Óxido hipocloroso
Óxido cloroso
Óxido clórico
Óxido perclórico
Sistema IUPAC (Moderna)
Es el sistema de nomenclatura usado con más frecuencia hoy en día. Según esta
nomenclatura, estos compuestos se denominan con la palabra OXIDO y los prefijos
mono(1), di (2), tri (3), tetra (4), penta (5), hexa (6), hepta (7), octa (8), según el
número de átomos de oxígeno y el nombre específico es el del otro elemento, así
mismo con prefijos de número de átomos presentes en la estructura molecular.
Ejemplo:
N2O3
N2O5
FeO
Fe3O2
Cl2O7
I 2O
BaO
Trióxido de dinitrógeno
Pentóxido de dinitrógeno
Monóxido de hierro
Dióxido de trihierro
Heptóxido de dicloro
Monóxido de diyodo
Monóxido de bario
Sistema Stock
Es el sistema que presenta menor confusión. Según este sistema, la valencia del
elemento que se combinó con el oxígeno se indica entre paréntesis, con números
romanos. Así:
P2O3 óxido de fósforo (III)
P2O5 óxido de fósforo (V)
Los óxidos se agrupan en óxidos ácidos, óxidos básicos, óxidos neutros y óxidos
salinos.
Óxidos ácidos (anhídridos ácidos)
Son combinaciones del oxígeno con los elementos NO METÁLICOS y algunos
metálicos de valencia variable (Cr, Mn, V) al combinarse con valencia superior a 4.
No metales
Algunos metales
(Con valencia
Superior a +4)
+ oxígeno
óxidos ácidos
Estos óxidos reaccionan con el agua formando ácidos oxácidos u oxiácidos. Así:
CO2
óxido carbónico
(Óxido ácido)
+
H 2O
H2CO3
ácido carbónico
(Oxiácido)
 Familia VIIA (Halógenos)
Cl, Br, I,
(1, 3, 5, 7)
2Cl2
+ O2
2Cl2O
Óxido hipocloroso / Monóxido de di cloro / Óxido de cloro (I)
2Cl2
+ 3O2
2Cl2O3
Óxido cloroso/trióxido de di cloro/óxido de cloro (III)
2Cl2
+ 5O2
2Cl2O5
Óxido clórico/ Pentóxido de di cloro / Óxido de cloro
+ 7O2
2Cl2O7
Óxido perclórico / Heptóxido de di cloro / Óxido de cloro
(IV)
2Cl2
(VII)
Algunas consideraciones:
Los elementos químicos como F, Cl, Br, I forman más de dos óxidos, desde el punto
de vista teórico, ya que se cuestiona la reacción directa del F y Cl con el oxígeno, por
la escasa diferencia de electronegatividad.
Los compuestos oxigenados de los halógenos no son estables.
Estructura de acuerdo a la valencia:
1 = hipo-oso
3 = oso
5 = ico
7 = per- ico
En nomenclatura química para facilitar la escritura de las fórmulas químicas es
necesario mecanizar las estructuras de los compuestos, para lo cual es necesario
valernos de algunos mecanismos didácticos nemotécnicos. Entonces, en la escritura
de las fórmulas de los óxidos ácidos es menester tener en cuenta los siguientes:
Estructuras de subíndices químicos:
21= hipo-oso
23 = oso
25= ico
27 = per-ico
 Familia VIA (Calcógenos)
S, Se, Te
(4, 6)
S8 +
8O2
8SO2
Óxido sulfuroso / Dióxido de azufre / Óxido de azufre (IV)
S8 +
12O2
8SO3
Óxido sulfúrico / Trióxido de azufre / Óxido de azufre (VI)
Estructura de acuerdo a la valencia:
4= oso
6= ico
Estructura de subíndices químicos:
12 = oso
13 = ico
 Familia VA (Nitrogenoides)
N, P, As, Sb
(1, 3, 5)
2N2
+
O2
2N2O
Óxido hiponitroso/Monóxido de di nitrógeno/Óxido de nitrógeno (I)
2N2
+
3O2
2N2O3
Óxido nitroso/Trióxido de di nitrógeno/Óxido de nitrógeno (III)
2N2
+
5O2
2N2O5
Óxido nítrico/Pentóxido de di nitrógeno/Óxido de nitrógeno (V)
Estructura de acuerdo a la valencia:
1 = hipo-oso
3 = oso
5+= ico
Estructura de subíndices químicos:
21= hipo-oso
22= Oso
23 = ico
 Familia IV (Carbonoides)
C, Si
(4)
2C
+
2O2
2CO2
Óxido carbónico/Dióxido de carbono/Óxido de carbono (IV)
Estructura de acuerdo a la valencia:
4= ico
Estructura de subíndices químicos:
12 = ico

Familia IIIA (Familia del Boro)
(3)
B
B
+
O2
B2O3
Óxido bórico/Trióxido de di boro/Óxido de boro (III)
Estructura de acuerdo a la valencia:
3 = ico
Estructura de subíndices químicos:
23= ico
 Óxidos ácidos de metales de valencia superior a 4
Cr, Mn, V
Del cromo con valencia 6:
2Cr + 3O2
(VI)
2CrO3
Óxido crómico/ Trióxido de cromo/ Óxido
de
cromo
6 = ico
13 = ico
Proceso de dimerización
CrO3 + CrO3
Cr2O6
Óxido dicrómico/Hexaóxido de dicromo
26 = dicrómico
Del Vanadio con valencia 5
4V +
5= ico
25= ico
5O2
2V2O5
Óxido vanádico/Pentóxido de vanadio/Óxido de vanadio (V)
Del Manganeso con valencias 4 6 7
2Mn + 2O2
2MnO2
Óxido manganoso/Dióxido de manganeso/Óxido de manganeso
(IV)
2Mn + 3O2
2MnO3
Óxido mangánico/Trióxido de manganeso/ Óxido de manganeso (VI)
4Mn + 7O2
2Mn2O7
Óxido permangánico/Heptóxido de manganeso/Óxido de manganeso (VII)
Estructura de acuerdo a la valencia
4 = oso
6 = ico
7 = per-ico
Estructura de subíndices químicos
12 = oso
13 = ico
27= per–ico
Algunas consideraciones:
El Manganeso forma óxidos ácidos con las valencias 4, 6 y 7, pero forma óxidos
básicos con las valencias 2 y 3.
El Vanadio forma óxidos ácidos con la valencia 5, y óxidos básicos con la valencia 3.
Óxidos básicos
Son compuestos binarios que resultan de la reacción química de los metales con el
oxígeno.
Metales + Oxígeno
Óxido básico
Se denominan óxidos básicos ya que al reaccionar con el agua (en solución acuosa)
generan BASES O HIDRÓXIDOS.
CaO + H2O
Óxido Agua
básico
Ca(OH)2
Base o hidróxido
La notación y nomenclatura de estos compuestos siguen las reglas indicadas para los
óxidos ácidos.
 Metales alcalinos:
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Ag
4Na
+
Valencia 1
O2
2Na2O
Óxido de sodio/ Monóxido de disodio
 Metales alcalino térreos:
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
Cd
Zn
2Ca
+
O2
Valencia 2
2CaO
Óxido de calcio/Monóxido de calcio (cal viva)
 Metales con valencia 3
Al, Bi, Ga
In
Eu
Gd
Sc
4Al
+
3 O2
2Al2O3
Óxido de aluminio/Trióxido de dialuminio
 Metales con valencia 4
Hf, Ir, Os, Th, Zr, Pd, Ti, Pt
Zr
+
O2
ZrO2
Óxido de circonio/Dióxido de circonio
 Metales con valencia 6
U, W, Mo
2Mo
+ 3 O2
2MoO3
Óxido de molibdeno/Trióxido de molibdeno
 Metales de valencia variable 1, 2
Cu, Hg
4Cu
+
O2
2Cu2O
Óxido cuproso/Óxido de cobre (I)
2Cu
+
O2
2CuO
Óxido cúprico/Óxido de cobre (II)
 Metales de valencia variable 1, 3
Au, Tl
4Au
+
O2
2Au2O
Óxido auroso/Óxido de oro (I)
6Au
+
O2
2Au3O2
Óxido áurico/Óxido de oro (II)
 Metales de valencia variable 2,3
Fe, Co, Ni, Cr, Mn
2Fe
+
O2
2FeO
Óxido ferroso/Óxido de hierro (II)
2Fe
+
O2
2Fe2O3
Óxido férrico/Óxido de hierro (III)
 Metales de valencia variable 2,4
Pb, Sn,
2Pb
+ O2
2PbO
Óxido plumboso/Óxido de plomo (II)
2Pb
+
2O2
2PbO2
Óxido plúmbico/Óxido de plomo (IV)
 Metales de valencia variable 3, 4
Ce, Pr
4Ce
+ 3O2
2Ce2O3
Óxido cerioso/Óxido de cerio (III)
2Ce
+ 2O2
2CeO2
Óxido cérico/Óxido de cerio (IV)
 Metales de valencia variable 3, 5
N, V, Ta
4N
+
3O2
2N2O3
Óxido niobioso/Óxido de niobio (III)
4N
+
5O2
2N2O5
Óxido nióbico/Óxido de niobio (V)
Óxidos Neutros
Son compuestos binarios que resultan de la combinación química entre el oxígeno y
los no metales que no son ácidos ni básicos, pues no reaccionan en solución acuosa.
NO Monóxido de nitrógeno
CO Monóxido de carbono
SO Monóxido de azufre
NO2 Dióxido de nitrógeno
ClO2 Dióxido de cloro
N2O4 Tetraóxido de dinitrógeno
Son gases tóxicos, productos de combustiones incompletas, agentes contaminantes
de la atmósfera terrestre que constituyen el llamado smog. El sistema bajo el cual se
los nombra es la nomenclatura sistemática.
Óxidos salinos u Óxidos compuestos
Son compuestos binarios formados por la reacción entre dos óxidos del mismo metal
con diferente valencia. Se forman solamente con los óxidos de valencia variable
especialmente del grupo di y trivalente.
Óxido básico
Valencia 2
+
Óxido básico
Valencia 3
Óxido salino
Estos compuestos constituyen formas naturales, están constituyendo minerales.
Nomenclatura tradicional (antigua)
Para la nomenclatura tradicional de estos óxidos se emplea como nombre genérico
“Óxido salino” y para el nombre específico el nombre del metal.
Ejemplo: Fe3O4 Óxido salino de hierro
Otro forma de nombre tradicional es el empleo de los término oso e ico, para hacer
referencia que estos óxidos resultan de la reacción de los óxidos básicos del mismo
metal. Ejemplo: Fe3O4 Óxido ferroso-férrico.
Algunos de los óxidos salinos tienen nombres especiales de acuerdo al mineral del
que forman parte, así:
Óxido salino de hierro
Magnetita
Óxido salino de cromo
Cromita
Óxido salino de manganeso Hausmanita
Existe una tercera forma de asignar el nombre para los óxidos salinos como sigue:
Fe3O4 Óxido doble de hierro
Sistema IUPAC o sistemática (Moderna)
Se aplica las normas genéricas para este tipo de nomenclatura, esto es, el uso de
prefijos mono, di, tri, tetra, etc.
Ejemplo: Fe3O4 Tetraóxido de trihierro
Sistema Stock
De igual manera se siguen las normas ya conocidas, con la particularidad de que se
citan las valencias de los óxidos originales.
Ejemplo: Fe3O4 Óxido de hierro (II, III)
Los más conocidos son:
CrO + Cr2O3
Cr3O4
Óxido salino de cromo/Óxido cromoso-crómico (Cromita)/Óxido doble de
cromo
FeO +Fe2O3
Fe3O4
Óxido salino de hierro/ Óxido ferroso-férrico (Magnetita)/Óxido doble de hierro
Peróxidos
Son compuestos binarios que resultan de una mayor oxidación de los óxidos básicos
de los metales mono y divalentes.
Óxido básico
Valencia 1 y 2
+
Oxígeno
Peróxido
Son compuestos que tienen una estructura de enlace químico diferente a los óxidos
básicos anteriores. Poseen dos átomos de oxígeno unidos entre sí por enlace
covalente simple, O – O, o –(O2) unión llamada PERÓXIDO, grupo atómico PEROXI,
lo que explica el por qué los peróxidos tienen un átomo más de oxígeno que los
óxidos comunes. En estos compuestos el estado de oxidación del oxígeno es 1-, en
otras palabras el estado de oxidación del grupo peróxido es 2Resultan de sustituir los dos hidrógenos del agua oxigenada (H2O2) por elementos
metálicos.
Si bien en estos compuestos reaccionan los metales mono y divalentes de valencia fija
principalmente, también forman peróxidos los óxidos básicos de los metales mono y
divalentes de valencia variable, así como otros metales.
Notación
Escribir el símbolo del metal y luego el grupo peróxido. Escribir la valencia tanto del
metal como del grupo peróxido. Intercambiar valencias. Ejemplo
1
2
Na O2
Na2 (O2)1
Na2 (O2)
Na2 O2
2
2
Ca O2
Ca2(O2)2
CaO2
Nomenclatura tradicional
Se denomina con la palabra PERÓXIDO seguido del nombre del metal
correspondiente. Si el metal es de valencia variable se emplea las terminaciones OSO
e ICO.
Ejemplo: Na2O2 Peróxido de sodio, Cu2O2Peróxido cuproso
Nomenclatura IUPAC
Se emplea los prefijos mono, di, tri y así sucesivamente, seguido de la palabra óxido.
Ejemplo: Li2O2 Dióxido de dilitio
Otra forma aceptada por la IUPAC es similar a la nomenclatura tradicional, es decir,
para el ejemplo anterior Peróxido de litio.
Nomenclatura Stock
Se escribe la palabra PERÓXIDO, seguido del metal que conforma el peróxido y entre
paréntesis escribir en números romanos la valencia del metal.
Ejemplo: Li2O2 Peróxido de litio (I)
Ecuación de formación

Con óxidos de la familia IA
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
2Li2O + O2

2Li2O2
Peróxido de litio/Peróxido de litio (I)/Dióxido de dilitio
Con óxidos de la familia IIA
Be, Mg, Sr, Ca, Ra, Ba
2CaO + O2
2CaO2
Peróxido de calcio/Peróxido de calcio (II)/Dióxido de calcio
Bases o Hidróxidos
Se define a un hidróxido como cualquier compuesto que tiene uno o más iones
hidroxilos, oxidrilo o grupo hidróxido reemplazables (OH)Resultan de la combinación química entre los óxidos básicos y el agua. La
concentración de aniones OH- determinan una mayor o menor basicidad de la
solución, la misma que puede comprobarse a través de indicadores como la
fenoftaleína o medidores de pH con valores superiores a 7.
Óxido básico + Agua
Hidróxido
La manera más fácil de identificar a las bases, en el laboratorio, es porque en presencia
de la fenolftaleína toman un tinte rosado o fucsia.
Formación
Para escribir las ecuaciones de formación de los hidróxidos a partir de sus óxidos
básicos correspondientes, se debe considerar que el óxido reacciona con tantas
moléculas de agua como átomos de oxígeno tiene en su estructura molecular.
Ejemplo:
K2O + H2O
Al2O3 + 3H2O
2KOH
2Al(OH)3
Notación
Para escribir directamente las fórmulas de los hidróxidos metálicos se debe escribir el
símbolo del metal, luego el grupo hidróxido y tener en cuenta que el metal se une
a tantos iones OH- como valencias tiene. Ejemplos:
NaOH, KOH, Ca(OH)2, Al(OH)3, Pb(OH)4, U(OH)6
Nomenclatura tradicional
Se escribe el término Hidróxido seguido del metal que conforma dicho compuesto.
Ejemplo: Al(OH)3 Hidróxido de aluminio
En algunos casos se da la terminación en ico para los metales de valencia única.
Ejemplo:
NaOH Hidróxido de sodio o hidróxido sódico (sosa cáustica)
KOH Hidróxido de potasio o hidróxido potásico (potasa cáustica)
Ca(OH)2 Hidróxido de calcio o hidróxido cálcico (cal apagada)
Si el metal que forma el hidróxido tiene valencia variable se emplean las
terminaciones oso e ico.
Ejemplo: CuOH Hidróxido cuproso, Cu(OH)2 Hidróxido cúprico
Nomenclatura Sistemática o IUPAC
Se emplean los prefijos mono, di, tri acompañados del nombre de la función química.
Ejemplo: CuOH Monohidróxido de cobre, Cu(OH)2 Dihidróxido de cobre
Nomenclatura Stock
En este caso se escribe el nombre Hidróxido seguido del metal y entre paréntesis la
valencia del metal.
Ejemplo: CuOH Hidróxido de cobre (I), Cu(OH)2 Hidróxido de cobre (II)
Hidruros metálicos
Son compuestos que contienen hidrógeno y átomos metálicos. Se forman por la
reacción química entre el hidrógeno y un metal.
Hidrógeno + metal
Hidruro metálico
En estas substancias el hidrógeno interviene con electrovalencia negativa 1.
Notación
Para escribir la fórmula química de un hidruro metálico se coloca primero el símbolo
del metal, luego el símbolo del hidrógeno y se intercambian los números de valencia.
Ejemplo:
Hidruro de cobalto (III)
Co
H
Hidruro de osmio
Os
H
31
Co H
41
Os H 4
CoH3
OsH4
Nomenclatura Tradicional
Se asigna el nombre Hidruro seguido del nombre del metal
con la terminación en OSO para la menor valencia e ICO para la mayor valencia. Si
el metal es de valencia fija el nombre del mismo va sin ninguna variación.
Ejemplo: KH Hidruro de potasio
CoH2 Hidruro cobaltoso, CoH3 Hidruro cobáltico
Nomenclatura IUPAC
Se utiliza los prefijos mono, di, tri, tetra, etc., acompañado del término hidruro para
indicar el número de hidrógenos presentes en el compuesto específico y a
continuación el nombre del metal sin ninguna variación.
Ejemplo: SnH2 Dihidruro de estaño, SnH4 Tetrahidruro de estaño
Nomenclatura Stock
Se emplea el término hidruro seguido el nombre del metal y entre paréntesis la
valencia del mismo en números romanos.
Ejemplo:
NaH Hidruro de sodio (I)
CaH2 Hidruro de calcio (II)
FeH2 Hidruro de hierro (II)
FeH3 Hidruro de hierro (III)
Ecuación de formación
Mo + 3H2
2Au + H2
(I)
MoH6 Hidruro de Molibdeno/Hexahidruro de molibdeno
Hidruro de molibdeno (VI)
2AuH Hidruro auroso/Monohidruro de oro/ Hidruro de oro
Hidruros no metálicos
Son compuestos que contienen hidrógeno y átomos no metálicos. Se forman por la
reacción química entre el hidrógeno y un no metal.
No metal + Hidrógeno
|IIIA a VA
Hidruro no metálico
En estas substancias el hidrógeno interviene con electrovalencia positiva 1.
Ecuación de formación
C + 2H2
CH4
Notación
Para escribir la fórmula química de un hidruro no metálico se coloca primero el
símbolo del no metal, luego el símbolo del hidrógeno y se intercambian los números
de valencia. Ejemplo:
Amoníaco
3 1
N H
N
31
H
NH3
Nomenclatura
Fórmula
NH3
PH3
AsH3
SbH3
CH4
SiH4
BH3
Nombre Tradicional
(nombre común)
Amoníaco
Fosfina
Arsina
Estibina
Metano
Silano
Borano
Nomenclatura IUPAC
Trihidruro de nitrógeno
Trihidruro de fósforo
Ttrihidruro de arsénico
Trihidruro de antimonio
Tetrahidruro de carbono
Tetrahidruro de silicio
Trihidruro de boro
Ácidos
Son substancias de sabor agrio. En el laboratorio se los identifica mediante reactivos
e indicadores. Enrojecen a la tintura azul de tornasol, en presencia de la heliantina
toman también una coloración roja y a las soluciones rosadas de fenolftaleína las
vuelve incoloras.
Se reconocen ácidos fuertes y ácidos débiles. Los ácidos fuertes son aquellos que
tienen altos grados de ionización, es decir que se ionizan con facilidad como HCl,
H2SO4, HNO3. Los ácidos débiles son los que tienen bajos índices de ionización como:
H2CO3, H3BO3, H2SO3
De acuerdo a su estructura, los ácidos se clasifican en ácidos hidrácidos y ácidos
oxiácidos u oxácidos.
Ácidos Hidrácidos
Son compuestos binarios que resultan de la combinación de los elementos no
metálicos de los grupos VIA y VIIA con el hidrógeno.
No metales + Hidrógeno
VIA y VIIA
Ácido Hidrácido
Existe también el ácido cianhídrico o hidrociánico (HCN) que se incluye en este
grupo, constituido del grupo ciano (CN)- e hidrógeno y el ácido sulfocianhídrico
(HSCN) del grupo sulfociano (SCN)Los ácidos hidrácidos son compuestos covalentes asimétricos, polares, por lo que se
ionizan con facilidad (de los halógenos); los de los no metales del grupo VIA,
conservan cierta simetría, por lo cual se ionizan poco, siendo ácidos débiles. Los
ácidos hidrácidos se caracterizan por ser solubles en agua.
Ecuación de formación
H2 + Cl2
2HCl
Notación
Se escribe primero el símbolo del hidrógeno, luego el nombre del no metal y se
intercambien valencias. Si es factible se simplifican los subíndices.
Nomenclatura
Sistema tradicional
Nombre genérico: Ácido
Nombre específico: Raíz del nombre latino del no metal con la terminación en
HÍDRICO
Ejemplo:
HCl
Ácido clorhídrico
Sistema IUPAC
Se les denomina como si fuesen sales de hidrógeno.
Nombre genérico: Nombre del no metal terminado en URO
Nombre específico: Seguido de la palabra HIDRÓGENO
Ejemplo:
HCl
Cloruro de hidrógeno
Consideraciones
Los ácidos hidrácidos no tienen oxígeno en su composición.
El número de valencia del hidrógeno es 1 y de los anfígenos y halógenos 2 y 1
respectivamente.
 Familia VIA (Anfígenos)
O, S, Se, Te
2
H2 + S
H 2S
Ácido sulfhídrico
Sulfuro de hidrógeno
Mono sulfuro de dihidrógeno
 Familia VIIA (Halógenos)
F, Cl, Br, I
1H2 + Cl2
2HCl
Ácido clorhídrico
Cloruro de hidrógeno
Mono cloruro de hidrógeno
Nota: La fórmula correcta para el fluoruro de hidrógeno es H2F2 y no la forma simple
HF.
BIBLIOGRAFÍA DE REFERENCIA
Buitrón, R. 2003. Química: Para Bachillerato. Ecuador: Taller gráfico NUEVODIA.
Figueroa Cepeda, H. I; Cuesta Galarza, M y Chávez Castro, M. I. 2011. Desafíos:
Química. Ecuador: Santillana.
Garzón, G. 1986. Química General. 2da. Edición. Colombia: McGraw Hill.
Gutierrez Riveros, R. L. y Poveda Vargas, J. C. 1984. Química: Educación Media
Vocacional. Colombia: Géminis LTDA.