jueves, 16 de diciembre de 2010

problemas de disoluciones

1.
monóxido de nitrógeno y agua.
a) Ajuste la reacción de combustión.
b) Determine el peso de oxígeno, en gramos, que se necesita para quemar 1 kg de amoniaco.
c) Calcule el volumen de monóxido de nitrógeno obtenido a partir de las cantidades de reactivo del apartado b,
medido en condiciones normales.

2.
entre otros productos MnSO
a) Escriba ajustadas las semirreacciones de oxidación y de reducción.
b) Ajuste, por el método del ión-electrón, las reacciones iónica y molecular

3.
a) La masa de hierro presente en 0,0374 moles de Fe.
b) La masa de plata presente en 2,01.10
c) La masa de un átomo de aluminio, sabiendo que su masa atómica es 27,0 uma.

4.
a) Defina el concepto de energía de red.
b) Establezca un ciclo de Born-Haber para la obtención de NaCl
/\ H
Datos: /\ Hº
/\ Hº 2 = /\ Hº DISOCIACIÓN cloro = 244 kJ/mol3 = Primera energía de ionización de sodio = 496 kJ/mol de átomos4 = Afinidad electrónica de cloro = - 349 kJ/mol de átomos
/\ Hº
/\ Hº

5.
densidad, a 20 °C, igual a 1,36 g/cm3. Se toman 5 mL de la disolución de HNO
aforado hasta un litro y la disolución resultante se valora con NaOH 0,1 M.
a) Determine la concentración, en % en peso, de la disolución de HNO
cm
b) Determine los gramos de NaOH que hay que pesar para preparar 100 cm
cómo procedería en su preparación y el material de laboratorio que utilizaría.
Se dispone de una botella de un litro de disolución acuosa de ácido nítrico de composición desconocida y3 y se diluyen en un matraz3 de la botella si en la valoración de 253 de la disolución diluida se gastan 15,7 cm 3 de NaOH. 3 de disolución 0,1 M y explique
Para los compuestos iónicos:( s ) a partir de Na ( s ) y Cl 2 ( g ) y, sabiendo que laf del cloruro sódico sólido es -411 kJ/mol, Calcule la energía de red, /\ H RED .1 = /\ Hº SUBLIMACIÓN sodio = 107 kJ/mol de átomos
Calcule razonadamente las siguientes cuestiones:22 átomos de Ag.
El sulfito sódico, Na2SO3, reacciona con el permanganato potásico, KMnO4, en medio ácido sulfúrico, dando,4 y Na2SO4.
El amoniaco arde con el oxígeno del aire en condiciones adecuadas y en presencia de catalizadores para dar

PROBLEMAS DE QUÍMICA


1.
monóxido de nitrógeno y agua.
a) Ajuste la reacción de combustión.
b) Determine el peso de oxígeno, en gramos, que se necesita para quemar 1 kg de amoniaco.
c) Calcule el volumen de monóxido de nitrógeno obtenido a partir de las cantidades de reactivo del apartado b,
medido en condiciones normales.
El amoniaco arde con el oxígeno del aire en condiciones adecuadas y en presencia de catalizadores para dar
2.
entre otros productos MnSO
a) Escriba ajustadas las semirreacciones de oxidación y de reducción.
b) Ajuste, por el método del ión-electrón, las reacciones iónica y molecular
El sulfito sódico, Na2SO3, reacciona con el permanganato potásico, KMnO4, en medio ácido sulfúrico, dando,4 y Na2SO4.
3.
a) La masa de hierro presente en 0,0374 moles de Fe.
b) La masa de plata presente en 2,01.10
c) La masa de un átomo de aluminio, sabiendo que su masa atómica es 27,0 uma.
4.
a) Defina el concepto de energía de red.
b) Establezca un ciclo de Born-Haber para la obtención de NaCl
/\ H
Datos: /\ Hº
/\ Hº
/\ Hº
/\ Hº
Para los compuestos iónicos:( s ) a partir de Na ( s ) y Cl 2 ( g ) y, sabiendo que laf del cloruro sódico sólido es -411 kJ/mol, Calcule la energía de red, /\ H RED .1 = /\ Hº SUBLIMACIÓN sodio = 107 kJ/mol de átomos 2 = /\ Hº DISOCIACIÓN cloro = 244 kJ/mol3 = Primera energía de ionización de sodio = 496 kJ/mol de átomos4 = Afinidad electrónica de cloro = - 349 kJ/mol de átomos
5.
densidad, a 20 °C, igual a 1,36 g/cm3. Se toman 5 mL de la disolución de HNO
aforado hasta un litro y la disolución resultante se valora con NaOH 0,1 M.
a) Determine la concentración, en % en peso, de la disolución de HNO
cm
b) Determine los gramos de NaOH que hay que pesar para preparar 100 cm
cómo procedería en su preparación y el material de laboratorio que utilizaría.
Se dispone de una botella de un litro de disolución acuosa de ácido nítrico de composición desconocida y3 y se diluyen en un matraz3 de la botella si en la valoración de 253 de la disolución diluida se gastan 15,7 cm 3 de NaOH. 3 de disolución 0,1 M y explique
Calcule razonadamente las siguientes cuestiones:22 átomos de Ag.

Estructura electrónica: Comprensión de conceptos

Estructura electrónica: Comprensión de conceptos
1. Señala cuáles de estas afirmaciones son correctas.
a) El nivel energético está relacionado con la distancia al núcleo
b) El nivel energético viene determinado por la letras s, p, d, f,...
c) El número máximo de electrones que caben en el tercer nivel energético es de 36
d) Los electrones se ordenan en los átomos desde dentro hacia afuera, llenando
completamente todos los niveles antes de poder añadir electrones en el siguiente
2. Señala cuáles de estas afirmaciones son correctas.
a) En el subnivel f caben 10 electrones como máximo
b) En el nivel tercero nos encontraremos con tres subniveles: s, p, d y f
c) Los electrones no pueden estar en cualquier sitio, deben encontrarse en determinadas
posiciones / órbitas. Entre medias nunca podrán estar.
d) Los electrones más cercanos al núcleo son menos atraídos por este que los que se
encuentran más lejos del núcleo.
3. Señala cuáles de estas afirmaciones son correctas.
a) Existen cuatro números cuánticos.
b) El primer número cuántico se llama primero y el segundo segundo.
c) Los electrones que interesan en química son todos.
----------Clave----------
1. (a)
2. (c)
3. (a)

EFECTO FOTOELÉCTRICO

Explicación

Los fotones del rayo de luz tienen una energía característica determinada por la frecuencia de la luz. En el proceso de fotoemisión, si un electrón absorbe la energía de un fotón y éste último tiene más energía que la función trabajo, el electrón es arrancado del material. Si la energía del fotón es demasiado baja, el electrón no puede escapar de la superficie del material. Aumentar la intensidad del haz no cambia la energía de los fotones constituyentes, solo cambia el número de fotones. En consecuencia, la energía de los electrones emitidos no depende de la intensidad de la luz, sino de la energía de los fotones individuales.
Los electrones pueden absorber energía de los fotones cuando son irradiados, pero siguiendo un principio de "todo o nada". Toda la energía de un fotón debe ser absorbida y utilizada para liberar un electrón de un enlace atómico, o si no la energía es re-emitida. Si la energía del fotón es absorbida, una parte libera al electrón del átomo y el resto contribuye a la energía cinética del electrón como una partícula libre.
Einstein no se proponía estudiar las causas del efecto en el que los electrones de ciertos metales, debido a una radiación luminosa, podían abandonar el metal con energía cinética. Intentaba explicar el comportamiento de la radiación, que obedecía a la intensidad de la radiación incidente, al conocerse la cantidad de electrones que abandonaba el metal, y a la frecuencia de la misma, que era proporcional a la energía que impulsaba a dichas partículas.

 Leyes de la emisión fotoeléctrica

  1. Para un metal y una frecuencia de radiación incidente dados, la cantidad de fotoelectrones emitidos es directamente proporcional a la intensidad de luz incidente.
  2. Para cada metal dado, existe una cierta frecuencia mínima de radiación incidente debajo de la cual ningún fotoelectrón puede ser emitido. Esta frecuencia se llama frecuencia de corte, también conocida como "Frecuencia Umbral".
  3. Por encima de la frecuencia de corte, la energía cinética máxima del fotoelectrón emitido es independiente de la intensidad de la luz incidente, pero depende de la frecuencia de la luz incidente.
  4. La emisión del fotoelectrón se realiza instantáneamente, independientemente de la intensidad de la luz incidente. Este hecho se contrapone a la teoría Clásica:la Física Clásica esperaría que existiese un cierto retraso entre la absorción de energía y la emisión del electrón, inferior a un nanosegundo.
 

Un diagrama ilustrando la emisión de los electrones de una placa metálica, requiriendo energía de energia que es absorvida de un fotón.


Formulación matemática

Para analizar el efecto fotoeléctrico cuantitativamente utilizando el método derivado por Einstein es necesario plantear las siguientes ecuaciones:
Energía de un fotón absorbido = Energía necesaria para liberar 1 electrón + energía cinética del electrón emitido.
Algebraicamente:
hf = hf_0 + {1 \over 2}{m}{v_m}^2,
que puede también escribirse como
hf = \phi + E_k\,.
donde h es la constante de Planck, f0 es la frecuencia de corte o frecuencia mínima de los fotones para que tenga lugar el efecto fotoeléctrico, Φ es la función trabajo, o mínima energía necesaria para llevar un electrón del nivel de Fermi al exterior del material y Ek es la máxima energía cinética de los electrones que se observa experimentalmente.
  • Nota: Si la energía del fotón (hf) no es mayor que la función de trabajo (Φ), ningún electrón será emitido.
En algunos materiales esta ecuación describe el comportamiento del efecto fotoeléctrico de manera tan sólo aproximada. Esto es así porque el estado de las superficies no es perfecto (contaminación no uniforme de la superficie externa).

MODELO DE LA NUBE ELECTÓNICA Y MODELO DE BANDAS (ENLACE METÁLICO)

Modelo de la nube de electrones:

Según este modelo, los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia a una "nube electrónica" que comprende todos los átomos del metal. Así pues, el enlace metálico resulta de las atracciones electrostáticas entre los restos positivos y los electrones móviles que pertenecen en su conjunto a la red metálica.
En el enlace metálico, los electrones no pertenencen a ningún átomo determinado. Además, es un enlace no dirigido, porque la nube electrónica es común a todos los restos atómicos que forman la red.
Hay que aclarar que los átomos cuando han cedido los electrones a la nube común, no son realmente iones, ya que los electrones quedan dentro de la red, perteneciendo a todos los "restos positivos".

Este modelo es muy simple y sirve para interpretar muchas de las propiedades de los metales; aunque tiene ciertas limitaciones, principalmente en la explicación de la diferente conductividad de algunos metales.
Teoría de bandas:
Esta teoría representa un modelo más elaborado para explicar la formación del enlace metálico; se basa en la teoría de los orbitales moleculares. Esta teoría mantiene que cuando dos átomos enlazan, los orbitales de la capa de valencia se combinan para formar dos orbitales nuevos que pertenecen a toda la molécula, uno que se denomina enlazante (de menor energía) y otro antienlazante (de mayor energía). Si se combinasen 3 átomos se formarían 3 orbitales moleculares, con una diferencia de energía  entre ellos menor que en el caso anterior. En general, cuando se combinan N orbitales, de otros tantos átomos, se obtienen N orbitales moleculares de energía muy próxima entre sí, constituyendo lo que se llama una "banda"
En los metales existe un número muy grande de orbitales atómicos para formar enlaces deslocalizados que pertenezcan a toda la red metálica (como si fuese una gran molécula). Como el número de orbitales moleculares es muy grande forman una banda en la que los niveles de energía, como se ha dicho anteriormente, están muy próximos. Teoría de bandas
En los metales se forman dos bandas. Una en la que se encuentran los electrones de la capa de valencia que se denomina "banda de valencia" y otra que se llama "banda de conducción" que es la primera capa vacía.
En los metales, la banda de valencia está llena o parcialmente llena; pero en estas sustancias, la diferencia energética entre la banda de valencia y la de conducción es nula; es decir están solapadas. Por ello, tanto si la banda de valencia está total o parcialmente llena, los electrones pueden moverse a lo largo de los orbitales vacios y conducir la corriente eléctrica al aplicar una diferencia de potencial. En el caso de los aislantes la banda de valencia está completa y la de conducción vacía; pero a diferencia de los metales, no sólo no solapan sino que además hay una importante diferencia de energía entre una y otra (hay una zona prohibida) por lo que no pueden producirse saltos electrónicos de una a otra. Es decir, los electrones no gozan de la movilidad que tienen en los metales y, por ello, estas sustancias no conducen la corriente eléctrica.
Un caso intermedio lo constituyen los semiconductores, en el caso de las sustancias de este tipo, la banda de valencia también está llena y hay una separación entre las dos bandas, pero la zona prohibida no es tan grande, energéticamente hablando, y algunos electrones pueden saltar a la banda de conducción. Estos electrones y los huecos dejados en la banda de valencia permiten que haya cierta conductividad eléctrica. La conductividad en los semiconductores aumenta con la temperatura, ya que se facilitan los saltos de los electrones a la banda de conducción. Son ejemplos de semiconductores: Ge, Si, GaAs y InSb.

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI

El principio de exclusión de Pauli fue un principio cuántico enunciado por Pauli en 1925. Establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos (esto es, en el mismo estado cuántico de partícula individual). Perdió la categoría de principio, pues deriva de supuestos más generales: de hecho, es una consecuencia del Teorema de la estadística del Espin.

 Desarrollo

El principio de exclusión de Pauli sólo se aplica a fermiones, esto es, partículas que forman estados cuánticos antisimétricos y que tienen espín semientero. Son fermiones, por ejemplo, los protones, los neutrones y los electrones, los tres tipos de partículas subatómicas que constituyen la materia ordinaria. El principio de exclusión de Pauli rige, así pues, muchas de las características distintivas de la materia. En cambio, partículas como el fotón y el (hipotético) gravitón no obedecen a este principio, ya que son bosones, esto es, forman estados cuánticos simétricos y tienen espín entero. Como consecuencia, una multitud de fotones puede estar en un mismo estado cuántico de partícula, como en los láseres.
"Dos electrones en la corteza de un átomo no pueden tener al mismo tiempo los mismos números cuánticos".
Es sencillo derivar el principio de Pauli, basándonos en el artículo de partículas idénticas. Los fermiones de la misma especie forman sistemas con estados totalmente antisimétricos, lo que para el caso de dos partículas significa que:
 |\psi \psi'\rangle = - |\psi'\psi\rangle
(La permutación de una partícula por otra invierte el signo de la función que describe al sistema). Si las dos partículas ocupan el mismo estado cuántico |ψ>, el estado del sistema completo es |ψψ>. Entonces,
 |\psi\psi\rangle = - |\psi\psi\rangle = 0 \; \hbox{(ket nulo)}
así que el estado no puede darse. Esto se puede generalizar al caso de más de dos partículas.

 Consecuencias
 
El principio de exclusión de Pauli interpreta un papel importante en un vasto número de fenómenos físicos. Uno de los más importantes es la configuración electrónica de los átomos. Un átomo electricamente neutro aloja a un número de electrones igual al número de protones en su núcleo. Como los electrones son fermiones, el principio de exclusión les prohíbe ocupar el mismo estado cuántico, así que tienen que ir ocupando sucesivas capas electrónicas.
Como ejemplo, es ilustrativo considerar un átomo neutro de helio, que tiene dos electrones ligados. Estos dos electrones pueden ocupar los estados de mínima energía (1s), si presentan diferente espín. Esto no viola el principio de Pauli, porque el espín es parte del estado cuántico del electrón, así que los dos electrones están ocupando diferentes estados cuánticos (espinorbitales). Sin embargo, el espín sólo puede tomar dos valores propios diferentes (o, dicho de otra forma, la función que describe al sistema sólo puede tener dos estados diferentes que sean propios del operador espín \hat{S}). En un átomo de litio, que contiene tres electrones ligados, el tercer electrón no puede entrar en un estado 1s, y tiene que ocupar uno de los estados 2s (de energía superior). De forma análoga, elementos sucesivos producen capas de energías más y más altas. Las propiedades químicas de un elemento dependen decisivamente del número de electrones en su capa externa, lo que lleva a la tabla periódica de los elementos.
El principio de Pauli también es responsable de la estabilidad a gran escala de la materia. Las moléculas no pueden aproximarse arbitrariamente entre sí, porque los electrones ligados a cada molécula no pueden entrar en el mismo estado que los electrones de las moléculas vecinas. Este es el principio que hay tras el término de repulsión r-12 en el Potencial de Lennard-Jones.
En la astronomía se encuentran algunas de las demostraciones más espectaculares de este efecto, en la forma de enanas blancas y estrellas de neutrones. En ambos objetos, las estructuras atómicas usuales han sido destruidas por la acción de fuerzas gravitacionales muy intensas. Sus constituyentes sólo se sustentan por la "presión de degeneración" (que les prohíbe estar en un mismo estado cuántico). Este estado exótico de la materia se conoce como materia degenerada. En las enanas blancas, los átomos se mantienen apartados por la presión de degeneración de los electrones. En las estrellas de neutrones, que presentan fuerzas gravitacionales aún mayores, los electrones se han fusionado con los protones para producir neutrones, que tienen una presión de degeneración mayor.
Otro fenómeno físico del que es responsable el principio de Pauli es el ferromagnetismo, en el que el principio de exclusión implica una energía de intercambio que induce al alineamiento paralelo de electrones vecinos (que clásicamente se alinearían antiparalelamente).

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS

Sustancias con Enlace Iónico
 
Puntos de ebullición y de fusión.
Las sustancias que presentan enlaces iónicos son sólidas a temperatura y presión ambiente pues sus puntos de fusión y ebullición son altos debido a que al encontrarse los iones fuertemente atraídos (como nos referimos en interacciones entre partículas) se requiere mucha energía para poder separarlos y que puedan cambiar de estado. Cuanto mayor es la carga o menor es la distancia entre los iones, más elevados son los puntos de fusión y de ebullición.
 
 
Sustancia
Punto de fusión en °C
NaCl
801
BaCl2
963
LiF
845
CaF2
1360
  Dureza.
La dureza es la resistencia que ofrecen los sólidos a ser rayados. La propia estructura ordenada de los sólidos iónicos, explica su dureza, ya que no hay lugar hacia donde se desplacen los iones bajo presión. Para rayar un cristal es necesario romper los enlaces entre iones (op.cit. en interacciones entre partículas). La dureza varía desde 1 a 9 en la escala de Mohs.
 
Escala de Mohs
valor
Talco
1
Yeso
2
Calcita
3
Fluorita
4
Apatito
5
Ortosa
6
cuarzo
7
Topacio
8
Corindón
9
diamante
10

Solubilidad.
Los disolventes polares hacen disminuir las fuerzas atractivas al interponerse las moléculas del disolvente entre los iones. Cada ion se rodea de moléculas de disolvente (solvatación). La solubilidad disminuye si aumenta la carga de los iones. Así las sustancias formadas por metales del grupo II A (alcalinos térreos) son menos solubles que las formadas por metales del grupo I A (alcalinos)



Conductividad.
Las que presentan enlace iónico tienen sus electrones muy bien localizados, es decir que los iones en los cristales carecen de movilidad; sin embargo cuando están fundidos o disueltos en soluciones acuosas, como los iones se encuentran libres, es decir adquieren movilidad, por lo cual conducen la corriente eléctrica y el calor.

Sustancias con Enlace Covalente
     

Estado de agregación a temperatura y presión ambiente.
Los compuestos covalentes pueden existir en los tres estados debido a las atracciones entre moléculas.


 

Punto de fusión y de ebullición.
En general tienen bajos puntos de ebullición y de fusión que dependen del tipo de atracción que tengan las moléculas.


 

Punto de fusión y de ebullición.
En general tienen bajos puntos de ebullición y de fusión que dependen del tipo de atracción que tengan las moléculas.


 

Conductividad .
En general, son malos conductores de la electricidad y del calor, justamente porque en solución o en estado de fusión no poseen partículas con cargas libres (a diferencia de las sustancias con enlace iónico), que permitan que se cumpla esta propiedad.
 
Sustancias con Enlace Metálico
     
  Punto de fusión.
Como se sabe para fundir un metal se le debe proporcionar calor para que el movimiento de vibración de los átomos se haga más intenso hasta que terminan por separarse del sólido. Naturalmente cuanto más fuerte son los enlaces entre los átomos, mayor será la energía calorífica necesaria para separarlos y, por ello, más elevado será el punto de fusión. En los metales, los puntos de fusión abarcan un espectro amplio: desde valores relativamente bajos como el del cesio, a muy elevados como el del platino. Existe una cierta tendencia de los puntos de fusión a aumentar de izquierda a derecha, en el mismo período, y disminuir conforme aumenta el número atómico en el mismo grupo en la tabla periódica
 

  Puntos de fusión de algunos metales (ºC)
 
Li (180) Be (1280) . . . .
Na (98) Mg (650) Al (660) Ti (1800) Fe (1530) Cu (1083)
K (64) Ca (838) Ga (29,7) Zr (1700) Co(1480) Ag (961)
Rb (39) Sr (770) . . . Sn (232)
Cs (29) Ba (725) . . . Pb (328)
  Conductividad eléctrica.
Los metales conducen fácilmente la corriente eléctrica, en estado sólido y fundidos, ya que los electrones se desplazan con facilidad, por atracción o repulsión entre cargas de igualo diferente signo, bajo la acción de un potencial eléctrico.
 
  Conductividad térmica.
El movimiento de las partículas genera choques, un aumento en la temperatura influye en la energía cinética de las partículas aumentando así mismo la velocidad de los electrones y, por lo tanto, la transmisión de la energía calórica generada.
 
  Brillo.
La incidencia de la luz sobre la superficie de los metales hace que los electrones vibren, por lo que se originan ondas electromagnéticas de la misma frecuencia que la luz incidente.
 
  Solubilidad.
Son insolubles en agua o en otros solventes no polares. Sí son solubles en otros metales (aleaciones o solución sólido en sólido). Algunos metales, como el sodio, reaccionan en forma violenta cuando se ponen en contacto con el agua. 

subido por FºJavier Ramos Fuentes






































APANTALLAMIENTO

El apantallamiento (screening en inglés) es fruto del solapamiento producido por los campos eléctricos de partículas en movimiento siempre y cuando la velocidad sea menor de 50 kilómetros por hora si es mayor, sera similar a la de de un cohete que viaje a la luna con cargas opuestas. Se da especialmente en gases ionizados (plasma) o en metales. En astrofísica este fenómeno es especialmente importante ya que hace que la carga eléctrica de los objetos astrofísicos se considere irrelevante. También participa como potenciador de las reacciones de fusión en los núcleos de las estrellas llegando a aumentar su rendimiento en hasta un 20%.

 Apantallamiento en las reacciones de fusión

Los iones para fusionarse han de romper una barrera de potencial electromagnético. En un gas ionizado no sólo hay iones sino que también vagan libremente los electrones producto de la ionización de los átomos neutros. Estas partículas generan sus propios campos de signo opuesto al de los núcleos desnudos. Estos campos se superponen y logran rebajar esa barrera de potencial facilitando así las reacciones de fusión.
La sección eficaz es el parámetro que mide la probabilidad de interacción entre dos partículas. Para el caso de los iones estos tienen su propia sección eficaz que puede verse incrementada por la presencia del apantallamiento. Así podemos matematizar dicho fenómeno mediant un factor llamado factor de apantallamiento. Este factor se multiplica a la sección eficaz teórica para dar un nuevo valor que tiene en cuenta el apantallamiento electrónico.
\sigma_{ap} = \sigma \cdot exp \left (\frac{E_ap}{kT} \right)
Donde k es la constante de Boltzmann y Eap la energía de apantallamiento que se calcula como sigue:
E_{ap} \simeq 0,0205[(Z_a+Z_x)^{5/3}-Z_a^{5/3}-Z_x^{5/3}]\frac{(\rho/\mu_e)^{1/3}}{T_f}

QUIMICA INORGANICA Y EJERCICIOS

FORMULACIÓN DE QUÍMICA INORGÁNICA.

1. VALENCIA.

            Es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos.
            La valencia es un número, positivo o negativo, que nos indica el número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo con otro átomo o átomos.

2. VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS MÁS IMPORTANTES DEL SISTEMA PERIÓDICO.

2.1. METALES.

VALENCIA 1
VALENCIA 2
VALENCIA 3
Litio
Sodio
Potasio
Rubidio
Cesio
Francio
Plata
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Ag
Berilio
Magnesio
Calcio
Estroncio
Zinc
Cadmio
Bario
Radio
Be
Mg
Ca
Sr
Zn
Cd
Ba
Ra
Aluminio
Al
VALENCIAS 1, 2

VALENCIAS 1, 3

VALENCIAS 2, 3


Cobre
Mercurio
Cu
Hg
Oro
Talio
Au
Tl
Níquel
Cobalto
Hierro
Ni
Co
Fe
VALENCIAS 2, 4

VALENCIAS 2, 3, 6

VALENCIAS 2, 3, 4, 6, 7

Platino
Plomo
Estaño
Pt
Pb
Sn
Cromo
Cr
Manganeso
Mn








          2.2. NO METALES.

VALENCIA -1
VALENCIAS +/- 1, 3, 5, 7
VALENCIA -2
Flúor
F
Cloro
Bromo
Yodo
Cl
Br
I
Oxígeno
O
VALENCIAS +/-2, 4,  6
VALENCIAS 2, +/- 3, 4, 5
VALENCIAS +/- 3, 5
Azufre
Selenio
Teluro
S
Se
Te
Nitrógeno
N
Fósforo
Arsénico
Antimonio
P
As
Sb
VALENCIAS +/-2, 4

VALENCIA 4

VALENCIA 3

Carbono
C
Silicio
Si
Boro
B

          2.3. HIDRÓGENO.

VALENCIA +/-1

Hidrógeno
H





3. 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.

3.1. 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

3.2. 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)

3.3. 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:












3 valencias


4 valencias
Hipo_  _oso
Valencia menor


Valencia mayor


2 valencias
           _oso
1 valencia
           _ico



Per_    _ico


4. ÓXIDOS.

            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).

4.1. ÓXIDOS 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
(la más frecuente)
N. tradicional
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

4.2. 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).

Valencia
Fórmula
N. sistemática
(la más frecuente)
N. stock

N. tradicional



1
F2O
Monóxido de diflúor
Óxido de flúor
Anhídrido hipofluoroso (excepción a la 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

La nomenclatura tradicional de los óxidos de nitrógeno es un tanto especial

Valencia
Fórmula
N. sistemática *
N. stock *
N. tradicional
2
NO


Óxido nitroso
4
NO2


Óxido nítrico





3
N2O3


Anhídrido nitroso
5
N2O5


Anhídrido nítrico
*Escribe los nombres que faltan en la tabla.
Cuadro de texto: EJERCICIO 1. COMPLETA LA TABLA.

Fórmula N. sistemática  N. stock  N. tradicional
F2O   
I2O7   
As2O5   
CaO   
Fe2O3   
PbO2   
Al2O3   
SnO   
N2O5   
Au20   
TeO2   
   Óxido aúrico
   Óxido cuproso
  Óxido de selenio (II) 
   Óxido crómico
5. 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
(la más frecuente)
N. tradicional
1
NaH
Monohidruro de sodio
Hidruro de sodio
Hidruro sódico
2
FeH2
Dihidruro de hierro
Hidruro de hierro (II)
Hidruro ferroso
3
FeH3
Trihidruro de hierro
Hidruro de hierro (III)
Hidruro férrico
4
SnH4
Tetrahidruro de estaño
Hidruro estaño (IV)
Hidruro estánnico

6. HIDRUROS DE 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
(la más usada)
N. sistemática
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
4
SiH4
Silano
Tetrahidruro de boro

Cuadro de texto: EJERCICIO 2. COMPLETA LA TABLA.

Fórmula N. sistemática  N. stock  N. tradicional
AuH3   
LiH   
  Hidruro de plomo (II) 
  Hidruro de plata 
   Fosfina
   Metano
 Trihidruro de arsénico  
N2O3   
NO   
 Pentaóxido de dinitrógeno  
 Trióxido de azufre  
   Óxido ferroso
   Hidruro niquélico
PbO2   
  Óxido de bromo (VII) 
  Hidruro de calcio

7. 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).


Valencia
Fórmula*
N. tradicional *
(cuando está en disolución)
N. tradicional * (cuando está en estado puro)
1
HF
Ácido fluorhídrico
Fluoruro de hidrógeno
1
HCl
Ácido clorhídrico
Cloruro de hidrógeno
1
HBr


1
HI


2
H2S
Ácido sulfhídrico
Sulfuro de hidrógeno
2


Seleniuro de hidrógeno
2

Ácido telurhídrico

*Escribe los datos que faltan en la tabla


8. 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.

Valencia
Fórmula
N. sistemática
N. stock
(la más frecuente)
N. tradicional
1
NaOH
Hidróxido de sodio
Hidróxido de sodio
Hidróxido sódico.
2
Ca(OH)2
Dihidróxido de calcio
Hidróxido de calcio
Hidróxido cálcico
2
Ni (OH)2
Dihidróxido de níquel
Hidróxido de níquel (II)
Hidróxido niqueloso
3
Al(OH)3
Trihidróxido de aluminio
Hidróxido de aluminio
Hidróxido alumínico
4
Pb(OH)4
Tetrahidróxido de plomo
Hidróxido de plomo (IV)
Hidróxido plúmbico


Cuadro de texto: EJERCICIO 3. COMPLETA LA TABLA.

Fórmula N. sistemática  N. stock  N. tradicional
Fe(OH)3   
Au(OH)   
Cr(OH)2   
  Hidróxido de talio (I) 
  Hidróxido de mercurio (II) 
 Dihidróxido de cadmio  
   Hidróxido estannoso
K(OH)   
   Hidróxido estánnico
  Óxido de plomo (II) 
   Anhídrido carbónico
  Óxido de platino (IV) 
   Metano
NiH3   
   Óxido ferroso
Ag(OH)   
H2Se   
   Ácido bromhídrico

7. 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.
           

Valencia
Fórmula
N. tradicional
1
F2O + H2O = H2F2O2 = HFO
Ácido hipofluoroso
2
SO + H2O = H2SO2
Ácido hiposulfuroso
3
Cl2O3 + H2O = H2Cl2O4 = HClO2
Ácido cloroso
4
S2O + H2O = H2SO3
Ácido sulfuroso
5
Cl2O5 + H2O = H2Cl2O6 = HClO3
Ácido clórico
6
SO3 + H2O = H2SO4
Ácido sulfúrico
7
Cl2O7 + H2O = H2Cl2O8 = HClO4
Ácido perclórico

            El nitrógeno sólo forma ácidos oxácidos con la valencias 3 y 5.

Valencia
Fórmula
N. tradicional
3

Ácido nitroso
5

Ácido nítrico
           
            El fósforo, arsénico y antimonio forman ácidos especiales:

·        Si a los óxidos correspondientes se les suma una molécula de agua tenemos los ácidos META:

Valencia
Fórmula
N. tradicional
3
P2O3 + H2O = HPO2
Ácido metafosforoso
5
P2O5 +H2O = HPO3
Ácido metafosfórico
·        Si se les unen dos moléculas de agua se obtienen los ácidos PIRO:

Valencia
Fórmula
N. tradicional
3
P2O3 + 2H2O = H4P2O5
Ácido pirofosforoso
5
P2O5 +2H2O = H4P2O7
Ácido pirofosforico

·        El fósforo, arsénico y antimonio forman los ácidos ORTO cuando se les suman 3 moléculas de agua a los óxidos correspondientes.

Valencia
Fórmula
N. tradicional
3
P2O3 + 3H2O = H6P2O6 = H3PO3
Ácido ortofosforoso (A. Fosforoso)
5
P2O5 +3H2O = H6P2O8 = H3PO4
Ácido ortofosfórico (A. Fosfórico)

            *Hay algunos metales que también forman ácidos, como el cromo y el manganeso:

Valencia
Fórmula
N. tradicional
6
CrO3 + H2O = H2CrO4
Ácido crómico
6
* Cr2O6 +H2O = H2Cr2O7
Ácido dicrómico


Valencia
Fórmula
N. tradicional
6
MnO3 + H2O = H2MnO4
Ácido mangánico
7
Mn2O7 + H2O = H2Mn2O8 = HMnO4
Ácido permangánico

---------------------------------
Ácido clorhídrico

-----------------------------------
---------------------------------
Ácido sulfhídrico

-----------------------------------
---------------------------------
Ácido Iodhídrico

-----------------------------------
---------------------------------
Ácido hipocloroso

-----------------------------------
---------------------------------
Ácido Iodoso

-----------------------------------
---------------------------------
Ácido periódico

-----------------------------------
---------------------------------
Ácido hipofluoroso

-----------------------------------
---------------------------------
Ácido selenioso

-----------------------------------
---------------------------------
Ácido telúrico
N2O3



MgO



Cl2O






Borano

-----------------------------------
---------------------------------
Ácido permangánico

-----------------------------------
---------------------------------
Ácido metafosforoso

-----------------------------------
---------------------------------
Ácido metaantimónico

-----------------------------------
---------------------------------
Ácido pirofosfórico

-----------------------------------
---------------------------------
Ácido piroantimonioso

-----------------------------------
---------------------------------
Ácido ortofosforoso

-----------------------------------
---------------------------------
Ácido fosfórico

Cuadro de texto: EJERCICIO 4. COMPLETA LA TABLA.

Fórmula N. sistemática  N. stock  N. tradicional
  Hidruro de calcio 
  Hidruro de estroncio 
  Hidruro de aluminio 
  Hidruro de cobalto (II) 
   Estibina
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido clorhídrico
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido sulfhídrico
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido Iodhídrico
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido hipocloroso
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido Iodoso
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido periódico
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido hipofluoroso
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido selenioso
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido telúrico
N2O3   
MgO   
Cl2O   
   Borano
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido permangánico
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido metafosforoso
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido metaantimónico
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido pirofosfórico
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido piroantimonioso
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido ortofosforoso
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido fosfórico
---------------------------------
Ácido crómico

-----------------------------------
---------------------------------
Ácido dicrómico

-----------------------------------
---------------------------------
Ácido carbónico
HPO2
-----------------------------------
---------------------------------

H2SO4
-----------------------------------
---------------------------------

HClO4
-----------------------------------
---------------------------------

HBrO3
-----------------------------------
---------------------------------

HIO
-----------------------------------
---------------------------------

HBr
-----------------------------------
---------------------------------

PH3
-----------------------------------
---------------------------------

SbH3
-----------------------------------
---------------------------------

HBrO2
-----------------------------------
---------------------------------

H2SeO2
-----------------------------------
---------------------------------

HI
-----------------------------------
---------------------------------

H2SeO3
-----------------------------------
---------------------------------



Hidróxido de berilio



Hidróxido de niquel (III)



Hidróxido de plomo (II)


Cuadro de texto: EJERCICIO 5. COMPLETA LA TABLA.

Fórmula N. sistemática  N. stock  N. tradicional
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido crómico
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido dicrómico
 ----------------------------------- --------------------------------- Ácido carbónico
HPO2 ----------------------------------- --------------------------------- 
H2SO4 ----------------------------------- --------------------------------- 
HClO4 ----------------------------------- --------------------------------- 
HBrO3 ----------------------------------- --------------------------------- 
HIO ----------------------------------- --------------------------------- 
HBr ----------------------------------- --------------------------------- 
PH3 ----------------------------------- --------------------------------- 
SbH3 ----------------------------------- --------------------------------- 
HBrO2 ----------------------------------- --------------------------------- 
H2SeO2 ----------------------------------- --------------------------------- 
HI ----------------------------------- --------------------------------- 
H2SeO3 ----------------------------------- --------------------------------- 
  Hidróxido de berilio 
  Hidróxido de niquel (III) 
  Hidróxido de plomo (II)8. 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.

Ácido hidrácido
Fórmula

N. stock

(la más común)
N. tradicional
HF
CaF2
Fluoruro de calcio
Fluoruro cálcico
HCl
FeCl2
Cloruro de hierro (III)
Cloruro férrico
HBr

Bromuro de cadmio

HI

Yoduro de cromo (II)

H2S
Pt2S4 = PtS2


H2Se
Al2Se3


H2Te


Telururo aúrico

Cuadro de texto: EJERCICIO 6. COMPLETA LA TABLA.

Fórmula N. stock  N. tradicional
 Cloruro de estaño (IV) 
  Cloruro sódico
 Yoduro de plata 
 Bromuro de cobalto (III) 
 Sulfuro de plomo (IV) 
 Seleniuro de cobre (II) 
 Telururo de mercurio (I)
9. 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.

9.1. 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.
Prefijos y sufijos utilizados en los ácidos
Prefijos y sufijos utilizados en las sales
HIPO-         -OSO
                   -OSO
                   -ICO
PER-          -ICO          
HIPO-      -ITO
                -ITO
                -ATO
PER-       -ATO
Puede ayudarte a recordar la equivalencia de sufijos la siguiente frase:
Cuando el OSO toca el pITO, perICO toca el silbATO.

Ácido de partida
Nombre del ácido
Sal
Nombre de la sal
HClO
Ácido hipocloroso
Ca(ClO)2
Hipoclorito de calcio
HClO2
Ácido cloroso
Ca(ClO2)2
Clorito de calcio
HClO3
Ácido clórico
Sn(ClO3)4
Clorato de estaño (IV)
HClO4
Ácido perclórico
Li(ClO4)
Perclorato de litio
H2SO2
Ácido hiposulfuroso
Ca2(SO2)2 = Ca(SO2)
Hiposulfito de calcio
H2SO3

Pb2(SO3)4 = Pb(SO3)2
Sulfito de plomo (IV)
H2SO4

Al2(SO4)3

Sulfato de aluminio
H4P2O7
Ácido pirofosfórico

Fe4(P2O7)3

Pirofosfato de hierro (III)
H3AsO3
Ácido ortoarsenioso

K3(AsO3)

Ortoarsenito de potasio


Cuadro de texto: EJERCICIO 7. COMPLETA LA TABLA.

Fórmula Nomenclatura
 Clorato de potasio
 Hipobromito de calcio
 Bromato de estaño (IV)
 Perclorato de mercurio (II)
 Sulfato de calcio
 Hiposelenito de cobre (II)
 Telurito de cobre (I)
 Metarseniato de hierro (III)
 Metantimonito de estaño (IV)
 Pirofosfato de calcio
 Piroarsenito de sodio
 Ortoantimoniato de níquel (III)
 Carbonato de sodio
 Silicato de potasio
9.2. Sales ácidas.

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.

Ácido de partida
Nombre del ácido
Sal
Nombre de la sal
H2SO2
Ácido hiposulfuroso
Ca(HSO2)2
Hidrógeno hiposulfito de calcio
H2SO3
Ácido sulfuroso
Pb(HSO3)4
Hidrógeno sulfito de plomo (IV)
H2SO4
Ácido sulfúrico
Cr(HSO4)3
Hidrógeno sulfato de cromo (III)
H4As2O5
Ácido piroarsenioso
Sr(H3As2O5)2
Trihidrógeno piroarsenito de estroncio
H4Sb2O5
Ácido piroantimonioso
Mg2(H2Sb2O5)2 = Mg(H2Sb2O5)
Dihidrógeno piroantimonito de Magnesio



Trihidrógeno pirofosfito de calcio


 

Dihidrógeno ortofosfito de  potasio


 

Hidrógeno ortofosfito de magnesio


 

Hidrógeno carbonato de sodio = BICARBONATO SÓDICO


10. 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.
           
Valencia
Fórmula
Nomenclatura
1
H2O2
Peróxido de hidrógeno = Agua oxigenada
1
Na2O2
Peróxido de sodio
2
Ca2O4 = CaO2
Peróxido de calcio
2
Ba2O4 =BaO2
Peróxido de bario


Peróxido de potasio


Formula las siguientes sustancias:

1.      Óxido de bario
2.      Óxido de sodio
3.      Anhídrido sulfuroso
4.      Óxido de plata
5.      Óxido de aluminio
6.      Óxido de níquel (III)
7.      Óxido de cloro (VII)
8.      Óxido nitroso
9.      Anhídrido nitroso
10.   Hidruro de litio
11.   Cloruro de cobalto (III)
12.   Hidruro de plata
13.   Ácido bromhídrico
14.   Ácido sulfhídrico
15.   Amoniaco
16.   Ácido clorhídrico
17.   Peróxido de bario
18.   Hidruro de calcio
19.   Peróxido de sodio
20.   Óxido de estroncio
21.   Ácido clorhídrico
22.   Cloruro de sodio
23.   Fluoruro de calcio
24.   Yoduro de plomo (II)
25.   Bromuro potásico
26.   Arsenamina
27.   Sulfuro de bario
28.   tricloruro de arsénico
29.   Peróxido de litio
30.   Sulfuro de hierro (II)
31.   Ácido nítrico
32.   Ácido carbónico
33.   Ácido perclórico
34.   Ácido fosfórico
35.   Ácido metafosfórico
36.   Ácido sulfhídrico
37.   Ácido sulfúrico
38.   Ácido hipoiodoso
39.   Hidruro de magnesio
40.   Ácido silícico
41.   Hidróxido de calcio
42.   Hidróxido de hierro (III)
43.   Ácido nitroso
44.   Hidróxido de aluminio
45.   Bromuro de cobalto (II)
46.   Hidróxido de potasio
47.   Sulfato de calcio
48.   Cloruro de cobalto (III)
49.   Nitrito de litio
50.   Carbonato sódico
51.   Cloruro potásico
52.   Sulfuro de zinc
53.   Hipoiodito potásico
54.   Fosfato cálcico
55.   Hidrógenocarbonato potásico
56.   Hidrógeno sulfato de litio
57.   Peróxido de plata
58.   Hidrógreno ortoarseniato de potasio
Pon nombre a los siguientes compuestos:
1.      BaO
2.      Na2O
3.      SO2
4.      CaO
5.      Ag2O
6.      NiO
7.      Cl2O7
8.      P2O5
9.      LiH
10.   CaO
11.   AgH
12.   HBr
13.   H2S
14.   NH3
15.   HCl
16.   BaO
17.   CaH2
18.   Na2O2
19.   PH3
20.   Cs2O
21.   PbI2
22.   KBr
23.   AsH3
24.   BaS
25.   AlCl3
26.   Al2S3
27.   Li2O
28.   FeS
29.   HNO3
30.   H2CO3
31.   HClO4
32.   H3PO4
33.   H4P2O5
34.   HIO
35.   H2S
36.   MgH2
37.   H2SiO3
38.   Ca(OH)2
39.   Fe(OH)3
40.   HNO2
41.   Al(OH)3
42.   KOH
43.   CaSO4
44.   Al2(SiO3)3
45.   CoCl2
46.   LiNO2
47.   Na2CO3
48.   Ca3(PO4)2
49.   KHCO3
50.   ZnCl2
51.   Na2CO3
52.   HgO
53.   NaOH
54.   CH4
55.   KIO

subido por FºJavier Ramos Fuentes