Nomenclatura de compuestos inorgánicos

Número de oxidación

Se conoce como número de oxidación de un elemento a la carga que posee un átomo de dicho elemento, cuando se encuentra en forma de ion.

Los números de oxidación pueden ser positivos o negativos según la tendencia del átomo a perder o ganar electrones.

Los elementos metálicos siempre tienen números de oxidación positivos, mientras que los elementos no-metálicos pueden tenerlos positivos o negativos. Similar a lo que ocurre con la valencia, un mismo átomo puede tener uno o varios números de oxidación para formar

compuestos.

Normas para calcular el número

de oxidación en compuestos

En la formulación de un compuesto conviene tener en cuenta las siguientes

normas:

n El número de oxidación de cualquier elemento en estado libre (no combinado) siempre es cero, no importa cuan complicada sea su molécula.

n Un compuesto siempre está formado por unos elementos que actúan con número de oxidación positivo y otros con número de oxidación negativo.

n Al escribir la fórmula del compuesto se coloca primero el o los elementos que actúen con número de oxidación positivo.

n En todo compuesto, la suma algebraica de los números de oxidación de sus elementos multiplicados por los subíndices correspondientes de los mismos, debe ser igual a cero. Por ejemplo, en la fórmula del óxido de aluminio: Al₂O₃, el aluminio tiene número de oxidación 3+ y el oxígeno 2-, de manera que: 2 (3+) +3 (2-) = 0.

n Cuando todos los subíndices de una fórmula son múltiplos de un mismo número, se pueden dividir entre este número, obteniéndose así la fórmula simplificada del compuesto. Por ejemplo, H₂N₂O₆ se debe escribir HNO₃.

n La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos en un ion debe ser igual a la carga del ion. Por ejemplo, en el ion carbonato, CO₃^2-, llamamos X al número de oxidación del carbono. Como el oxígeno actúa con número de oxidación 2-, se debe cumplir que (X+) +3(2-) = 2-, donde X debe ser igual a 4; así, el carbono actúa con 4+.

Número de oxidación

de algunos elementos comunes

n El oxígeno actúa con número de oxidación 2+, excepto en los peróxidos donde presenta 1- y en el fluoruro de oxígeno (F₂O) donde tiene un número de oxidación atípico de 1+, debido a la gran electronegatividad del flúor (4,0).

n El hidrógeno actúa con número de oxidación 1+, excepto en los hidruros, donde presenta un número de oxidación de 1-.

n Los metales de los grupos I, II y III siempre tienen números de oxidación de 1+, 2+ y 3+, respectivamente.

n Los metales de transición presentan, por lo regular dos o más números de oxidación positivos, según el número de electrones que entreguen. Por ejemplo, el cobre tiene dos números de oxidación 1+ y 2+, mientras que el cromo tiene tres números de oxidación: 6+, 3+ y 2+.

1-Función óxido

Los óxidos son compuestos inorgánicos binarios, es decir, constituidos por dos elementos, que resultan de la combinación entre el oxígeno y cualquier otro elemento. Por ejemplo, el cobre arde en presencia del

oxígeno.

Cuando el elemento unido al oxígeno es un metal, el compuesto se llama óxido básico, mientras que si se trata de un no metal, se le denomina óxido ácido. Para nombrar este tipo de compuestos basta recordar las siguientes reglas:

— El oxígeno en la gran mayoría de sus compuestos actúa con número de oxidación 2+.

— En todo compuesto la suma algebraica de los números de oxidación de sus elementos debe ser igual a cero.

Al nombrar o escribir las fórmulas de los óxidos se pueden presentar tres situaciones:

1-Elementos con un único número de oxidación

2-Elementos que presentan dos números de oxidación

3-Elementos con tres o cuatro números de oxidación.

1-Elementos con un único número de oxidación: se incluyen en esta categoría los elementos de los grupos IA, IIA y IIIA. En este caso para expresar la fórmula del compuesto basta con escribir los símbolos de los elementos involucrados dejando un espacio entre ellos para anotar los subíndices numéricos que permiten equilibrar el número de cargas positivas y negativas del compuesto de tal manera que se cumpla la segunda regla.

Ejemplo:

1. Tomemos un elemento del grupo IA, como el sodio. Recordemos que el número de oxidación del Na es 1+ y que el del oxígeno es 2-. Debemos escribir ahora los subíndices correspondientes para equilibrar las cargas positivas y negativas de los dos elementos. Sabemos que existe una carga positiva correspondiente al Na (1+) y dos cargas negativas provenientes del oxígeno O (2-), por lo tanto, debe haber dos átomos de sodio para contrarrestar las cargas negativas del oxígeno. Con ello, la fórmula del compuesto es: Na₂O. Como solamente se puede formar un óxido, este recibirá el nombre de óxido de sodio. Se puede decir entonces que la proporción en que se combinan estos elementos con el oxígeno es de 2:1.

2. Veamos ahora un ejemplo con un elemento del grupo IIA, como el calcio:

• Número de oxidación del calcio, Ca: 2+.

• Número de oxidación del oxígeno, O: 2-.

• Fórmula del óxido: CaO.

• Nombre del óxido: óxido de calcio.

De lo anterior podemos deducir que los elementos del grupo IIA se combinan con el oxígeno e la proporción

de 1:1.

2-Elementos que presentan dos números de oxidación:El hierro es un elemento metálico que actúa con dos números de oxidación: 2+, 3+. Teniendo en cuenta que el número de oxidación del oxígeno es 2-, las fórmulas para los respectivos óxidos serán: FeO cuando el número de oxidación es 2+ y Fe₂O₃ cuando el número de oxidación es 3+. Nótese que en la primera fórmula la proporción es 1:1, mientras que en la segunda es 2:3. De esta manera las cargas positivas y negativas se equilibran y se cumple la segunda regla.

Para diferenciar el primer óxido del segundo se emplea el sufijo oso para el óxido formado con el menor número de oxidación (2+), e ico para el óxido formado con el mayor número de oxidación (31). Los

nombres serán entonces óxido ferroso (FeO) y óxido férrico (Fe2O3).

Otro ejemplo puede ser el cobre. Este elemento actúa con los números de oxidación 1+ y 2+. El procedimiento es el mismo del caso anterior: números de oxidación del cobre: Cu₁+ y Cu₂+ y número de oxidación del oxígeno O2-.

La fórmula de los óxidos es: Cu₂O para el óxido formado cuando el cobre actúa con número de oxidación 1+, y CuO cuando el cobre actúa con número de oxidación 2+.

Existe otro sistema de nomenclatura denominado stock en el cual se nombra el óxido incluyendo en el nombre el número de oxidación del elemento. Dicho número se escribe dentro de un paréntesis en números romanos. Por ejemplo, el FeO es óxido de hierro (II) y el Fe₂O₃, óxido de hierro (III). En ocasiones se emplea otro sistema de nomenclatura para óxidos ácidos (no metal y oxígeno) denominado nomenclatura sistemática.

Según este sistema los óxidos se nombran con la palabra genérica óxido anteponiéndole prefijos de origen griego, como mono, di, tri, tetra,penta, etc., para indicar la cantidad de átomos de oxígeno presentes en la molécula. Algunos ejemplos son: CO: monóxido de carbono, NO₂:

dióxido de nitrógeno y SO₃: trióxido de azufre.

3-Elementos con tres o cuatro números de oxidación:Vamos a ilustrar en primer lugar el caso de un elemento que actúa con tres números de oxidación, como el azufre: S²⁺, S⁴⁺y S⁶⁺. Las fórmulas de los tres óxidos son: SO, cuando el azufre actúa con número de oxidación 2+; SO₂, cuando actúa con 4+, y SO3,cuando su número de oxidación es 6+. Para nombrar el segundo y tercer óxido basta con aplicar la misma norma del caso anterior. Es decir, el SO₂ recibirá el nombre de óxido sulfuroso, mientras el

SO₃ se llamará óxido sulfúrico. Para nombrar el óxido que tiene el menor número de oxidación de los tres, es decir, S₂+, es necesario anteponer al nombre del óxido el prefijo hipo, que quiere decir “por debajo de”, seguido de la raíz del nombre del elemento con la terminación oso. En este caso el nombre del SO será óxido hiposulfuroso.

Veamos a continuación el caso de un elemento que actúa con cuatro números de oxidación, como el cloro: Cl¹⁺, Cl³⁺, Cl⁵⁺y Cl⁷⁺.

Las fórmulas de los diferentes óxidos son: Cl₂O para el primer caso (Cl¹⁺); Cl₂O₃ para el segundo (Cl³⁺); Cl₂O₅ para el tercero (Cl⁵⁺) y Cl₂O₇ para el cuarto (Cl⁷⁺).

Para nombrar estos óxidos empleamos la misma regla del caso anterior pero añadimos el prefijo per o hiper (“por encima de”) para el óxido formado cuando el cloro actúa con el mayor número de oxidación, en este caso, siete. Los nombres son: óxido hipocloroso (Cl₂O), óxido cloroso (Cl₂O₃), óxido

clórico (Cl₂O₅) y óxido perclórico (Cl₂O₇).

Cuadro resumen de nomenclatura de oxidos

2-Función Hidróxido

Los hidróxidos, también llamados bases, se caracterizan por liberar iones OH₂, en solución acuosa . Esto le confiere pH alcalino o básico a las soluciones. Se caracterizan también por tener sabor amargo. Son compuestos ternarios formados por un metal, hidrógeno y oxígeno . Todos los hidróxidos se ajustan a la fórmula general M(OH)x, donde M es el símbolo del metal y x corresponde al valor absoluto de su número de oxidación, ya que el ion OH tiene una carga negativa.

Se denominan con la palabra hidróxido seguida del elemento correspondiente.

Si se trata de un metal con más de un número de oxidación, se adiciona el sufijo oso al nombre, para el menor, e ico para el mayor.

Empleando la nomenclatura stock se escribe el número de oxidación

entre paréntesis como en el caso de los óxidos. Veamos.

— Hidróxido de sodio: se forma por la reacción,

$Na2O+H2O\longrightarrow 2NaOH$

— Hidróxidos de cromo: dado que el cromo puede formar dos óxidos, se

tienen las siguientes reacciones que dan lugar a los correspondientes

hidróxidos:

$CrO+H_{ 2 }O\longrightarrow Cr(OH)_{ 2 }$ hidróxido de cromo (II)

$Cr_{ 2 }O_{ 3 }+H_{ 2 }O\longrightarrow Cr(OH)_{ 3 }$ hidróxido de cromo (III)

— Hidróxidos de hierro: similar a lo que ocurre con el cromo, tenemos:

$FeO+H_{ 2 }O\rightarrow Fe(OH)_{ 2 }$ hidróxido ferroso

$Fe_{ 2 }O_{ 3 }+H_{ 2 }O\longrightarrow Fe(OH)_{ 3 }$ hidróxido férrico

Las bases son importantes para la industria puesto que son reactivos indispensables en la fabricación de jabones, detergentes y cosméticos.

Ejemplos: en Hidróxidos

Mg(OH)₂: hidróxido magnésico (solo posee 1 valencia)

• Fe(OH)₂: hidróxido ferroso (posee 2 valencias y actúa con la menor)
• Fe(OH)₃: hidróxido férrico (posee 2 valencias y actúa con la mayor)
• Cr(OH)₂: hidróxido hipocromoso (posee 3 valencias y actúa con la menor)
• Cr(OH)₆: hidróxido cromico (posee 3 valencias y actúa con la mayor)
• V(OH)₃: hidróxido vanadoso (posee 4 valencias y actúa con la segunda menor)
• V(OH)₄: hidróxido vanádico (posee 4 valencias y actúa con la segunda mayor)
• V(OH)₅: hidróxido pervanádico (posee 4 valencias y actúa con la mayor)

Be(OH)₂: dihidróxido de berilio

• Fe(OH)₂: dihidróxido de hierro
• Fe(OH)₃: trihidróxido de hierro
• Cr(OH)₂: dihidróxido de cromo

3-Función ácido

Los ácidos son sustancias que se caracterizan por liberar iones H+, cuando se encuentran en solución acuosa. Además, presentan sabor agrio . Existen dos clases de ácidos inorgánicos:

a) Ácidos hidrácidos: son compuestos binarios que contienen solamente hidrógeno y un no-metal, en estado gaseoso se nombran como haluros. En solución acuosa se comportan como ácidos y para nombrarlos se antepone la palabra ácido seguida de la raíz del elemento con la terminación hídrico . Veamos algunos ejemplos:

— F₂(g) + H₂(g) 2HF(g) fluoruro de hidrógeno

— HF(ac) se llama ácido fluorhídrico

El hidrógeno trabaja con número de oxidación positivo 1+, en estos ácidos el no metal debe tener número de oxidación negativo. Ejemplo

H^-1Cl⁺².

b) Ácidos oxácidos: son compuestos ternarios que contienen hidrógeno,oxígeno y un no-metal en su molécula. Se obtienen de la reacción entre un óxido ácido, es decir, formado por un no-metal y el agua. En la fórmula se coloca en primer lugar el hidrógeno, luego el no-metal y por último el oxígeno. En la nomenclatura de los ácidos oxácidos se utilizan los mismos prefijos y sufijos empleados con los óxidos. Veamos.

— Del óxido nítrico: $N_{ 2 }O_{ 5 }+H_{ 2 }O\longrightarrow H_{ 2 }N_{ 2 }O_{ 6 }\longrightarrow 2HNO_{ 3 }$ Ácido de nitrógeno (V)

— Del óxido hipocloroso: $Cl_{ 2 }O+H_{ 2 }O\longrightarrow H_{ 2 }Cl_{ 2 }O_{ 2 }\longrightarrow 2HClO$ Ácido de cloro (I)

— Del óxido carbónico: $CO_{ 2 }+H_{ 2 }O\longrightarrow H_{ 2 }CO_{ 3 }$ Ácido de carbono (IV)

— Del óxido sulfúrico: $SO_{ 3 }+H_{ 2 }O\longrightarrow H_{ 2 }SO_{ 4 }$ Ácido de azufre (VI)

Cuando reaccionan el óxido bórico, el óxido hipofosforoso, el óxido fosforoso y el óxido fosfórico con el agua, se obtienen varios ácidos dependiendo del número de moléculas de agua que se añadan al óxido.

Sin embargo, la forma más estable de los ácidos obtenidos, corresponde a la reacción del óxido con tres moléculas de agua:

— Del óxido fosforoso: $P_{ 2 }O_{ 3 }+3H_{ 2 }O\longrightarrow H_{ 6 }P_{ 2 }O_{ 6 }\longrightarrow H_{ 3 }PO_{ 3 }$ Ácido de fósforo (III)

— Del óxido fosfórico: $P_{ 2 }O_{ 5 }+3H_{ 2 }O\longrightarrow H_{ 6 }P_{ 2 }O_{ 8 }\longrightarrow H_{ 3 }PO_{ 4 }$_{Ácido de fósforo (V)}

Cuadro resumen de nomenclatura de ácidos

Ejemplos de Ácidos Oxácidos:

• HIO ác. hipoyodoso HIO₂ ác. yodoso HIO₃ ác. Yódico HIO₄ ác. peryódico
• H₂SeO₃ ác. Selenioso H₂SeO₄ ác. selénico
• H₂SO₃ ác. Sulfuroso H₂SO₄ Ácido sulfúrico
• HNO₂ ác. Nitroso HNO₃ ác. nítrico
• H₃AsO₃ ác. Sulfuroso H₃AsO₄ ác. Arsénico
• Ejemplos de ácidos hidracidos

• HF (aq) (Ácido fluorhídrico)
• Hbr (aq) (Ácido bromhídrico)
• HI (aq) (Ácido yodhídrico)
• HCl (aq) (Ácido clorhídrico)
• H₂S (aq) (Ácido sulfhídrico)
• H₂Se (aq) (Ácido selenhídrico)
• H₂Te (aq) (Ácido telurhídrico) El ácido cianhídrico (HCN) produce el anión cianuro (CN^-)
  4-Función sal
  Las sales se definen como las sustancias resultantes de la reacción entre los ácidos y las bases,También pueden resultar de combinaciones entre un metal y un no-metal, con el oxígeno.

Las sales son compuestos binarios, ternarios o cuaternarios, que resultan de la unión de una especie catiónica con una especie aniónica, las cuales provienen del ácido y la base involucradas. El catión es, por lo general, un ion metálico, aunque también existen sales de iones como el amonio

(NH₄¹⁺ ). El anión proviene normalmente del ácido. En consecuencia,puede ser un anión simple o monoatómico (Cl^1-, S^2-, etc.) o un ion poliatómico (SO₄^2- , NO₃^1-, ClO^1-, etc.). Por ejemplo: el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio reaccionan para formar el cloruro de sodio o sal común, según la ecuación:

$HCl+NaOH\longrightarrow NaCl+H_{ 2 }O$ Ácido clorhídrico Hidróxido de sodio Cloruro de sodio Agua

Para nombrar las sales es necesario saber qué catión y qué anión intervienen en su formación. Veamos.

Cationes y Aniones

n Los cationes: reciben el nombre del elemento del cual provienen . Por ejemplo, el ion sodio es Na¹⁺ y el ion aluminio es Al³⁺.

Si se trata de un metal, con capacidad para formar dos iones, éstos se distinguen por las terminaciones oso, para el menor, e ico, para el mayor. Si se usa el sistema stock, la valencia del metal se indica entre

paréntesis. Por ejemplo:

— Fe²⁺ es el ion ferroso o hierro (II).

— Fe³⁺ es el ion férrico o hierro (III).

Cationes comunes

n Los aniones: cuando los ácidos se encuentran en solución acuosa, se disocian o separan, en iones con carga positiva y negativa, en razón a la fuerte atracción que ejercen las moléculas del agua sobre las del

ácido.

Como vimos, los ácidos se caracterizan porque siempre presentan hidrógeno,así, al disociarse, se forman iones H⁺, además de iones negativos,cuya composición depende de los demás elementos presentes.

Por ejemplo:

— $HCl\longrightarrow H^{ + }+Cl^{ - }$
--$HNO_{ 3 }\longrightarrow H^{ 1+ }+NO_{ 3 }^{ 1- }$
--$H_{ 2 }SO_{ 4 }\longrightarrow 2H^{ 1+ }+SO_{ 4 }^{ 2- }$

Para nombrar los aniones se considera el nombre del ácido del cual provienen y se procede de la siguiente manera:

Si el ácido termina en hídrico, el anión terminará en uro.

Si el ácido termina en oso, el anión terminará en ito.

Si el ácido termina en ico, el anión terminará en ato .

Para los ejemplos anteriores tenemos:

— Del ácido clorhídrico, según la reacción $HCl\rightleftharpoons H^{ 1+ }+Cl^{ 1- }$,se obtiene el anión cloruro.  $Cl^{ 1- }$

— Del ácido nítrico, $HNO_{ 3 }\longrightarrow H^{ 1+ }+NO^{ 1- }_{ 3 }$ , se obtiene el anión nitrato. 

— Del ácido sulfurico, $H_{ 2 }SO_{ 2 }\longrightarrow 2H^{ 1+ }+SO_{ 4 }^{ 2- }$ , se forma el aniónsulfato.

— Del ácido carbónico, $H_{ 2 }CO_{ 3 }\longrightarrow 2H^{ 1+ }+CO^{ 2- }_{ 3 }$ , se forma el anión carbonato.

Tipos de Sales (neutras, ácidas, básicas y dobles)

n Sales neutras. Son las sales que hemos estudiado hasta ahora. Al formarse, todos los hidrógenos del ácido y todos los hidroxilos de la base reaccionan completamente, hasta neutralizarse.

Resultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H⁺)  por un metal. El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede; las terminaciones cambian según la siguiente tabla ;

NOMBRE DEL ÁCIDO	NOMBRE DE LA SAL
__________________hídrico	__________________uro
hipo_______________oso	hipo________________ito
__________________ oso	___________________ito
__________________ ico	___________________ato
per________________ico	per________________ ato

se da primero el nombre del ion negativo seguido del nombre del ion positivo

FeCl2   =  cloruro ferroso

FeCl3   =   cloruro férrico

Sin embargo para este caso el esquema de nomenclatura de la IUPAC, que se basa en un sistema ideado por A Stock, indica el estado de oxidación del elemento mediante un numero romano en paréntesis a continuación del nombre del elemento así;

Ejemplo:

FeCl2   =   cloruro de hierro ( II)

FeCl3   =  cloruro de hierro (III)

Si el elemento metálico forma un ion de un solo estado de oxidación no se usa numero romano ejemplo;

Ejemplo:

LiI      = Yoduro de Litio

n Sales ácidas. Los ácidos que contienen más de un hidrógeno en sus moléculas pueden dar origen a más de un anión.

Por ejemplo, el ácido carbónico, H₂CO₃, da origen a los iones CO₃^2- y HCO₃^2- .Este último es un anión hidrogenado y tiene carácter ácido, puesto que está en capacidad de suministrar iones H⁺. Cuando estos aniones se unen con un catión, forman sales, conocidas como sales ácidas.

La nomenclatura de los aniones hidrogenados es similar a la empleada para otros aniones, solo que se especifica el número de hidrógenos presentes.

Para el ejemplo anterior, el HCO₃^- , se llama anión hidrogenocarbonatoo carbonato ácido. Otros ejemplos son el HSO₄^1-, llamado hidrogenosulfato o sulfato ácido, el HPO₄^2-, denominado hidrógeno

fosfato o fosfato monoácido y el H₂PO₄^1- conocido como dihidrógeno fosfato o fosfato diácido.

La nomenclatura de las sales ácidas se realiza de la misma manera que para las sales neutras, con el nombre del anión hidrogenado. También se acostumbra colocar a las sales ácidas provenientes de ácidos de dos hidrógenos el prefijo bi para indicar la presencia del hidrógeno, aunque, el prefijo bi, en este caso, no quiere decir dos.

En algunos casos se nombra como la sal neutra, indicando que se trata de una sal ácida.

Por ejemplo: el NaHCO₃ es el hidrogenocarbonato de sodio o bicarbonato de sodio o carbonato

ácido de sodio y el KH₂PO₄ es el dihidrogenofosfato de potasio o fosfato diácido de potasio.

Sales básicas. Se forman cuando la base de la cual provienen contiene más de un OH^-, dando origen a cationes que aún contienen iones OH^-. Para nombrarlas, se procede de igual manera que para las sales neutras, colocando la palabra “básico” o “dibásico” al nombre, según si contiene uno o dos OH^-. Por ejemplo: el Ca(OH)Cl es el cloruro básico de calcio, el AlOH(NO3)2 es el nitrato básico de aluminio y el Al(OH)₂NO₂ es el nitrito dibásico de aluminio.

Sales dobles. Son las que se obtienen cuando un ácido reacciona con dos bases de diferentes metales. Por ejemplo:

$H_{ 2 }SO_{ 4 }+NaOH+KOH\longrightarrow KNaSO4$

(sulfato de potasio y sodio)
$H_{ 3 }PO_{ 3 }+Ca(OH)_{ 2 }+\longrightarrow NaOHCaNaPO_{ 3 }$
(fosfito de sodio y calcio)

La mayor parte de las sales conocidas son sales neutras, es decir, no contienen átomos de hidrógeno unidos al anión ni iones hidróxido.

Ejemplos de sales:

Problema n° 1) Escribir las fórmulas de las siguientes sales e indicar que tipo de compuesto es cada uno:

Desarrollo

a. Yoduro cúprico = CuI₂ - sal

b. Perclorato de calcio = Ca(ClO₄)₂ - sal

c. Sulfato de bario = BaSO₄ - sal

d. Cincato de sodio = NaZnO - sal metálica

e. Sulfuro férrico = Fe₂S₃ - sal

f. Hipoclorito de sodio = NaClO - sal

g. Nitrato básico cúprico = Cu(OH)NO₃ - sal básica

h. Ortofosfato biácido de bario = BaH₂PO₃ - sal ácida

i. Carbonato ácido de calcio = CaH₂(CO₃)₂ - sal ácida

j. Yoduro básico de magnesio = Mg(OH)I - sal básica

Problema n° 3) Nombrar los siguientes sales:

Desarrollo

a. (CuOH)₂CO₃ - carbonato bibásico cúprico

b. PbOHNO₂ - nitrito básico plumboso

c. NaH₂PO₄ - ortofosfato biácido de sodio

d. CaH₂P₂O₇ - pirofosfato biácido de calcio

Funcion Hidruro

Los hidruros son compuestos binarios formados por hidrógeno y cualquier otro elemento menos electronegativo que el hidrógeno. Los hidruros son una excepción, en la cual el hidrógeno actúa con número de oxidación 1-.

Responden a la fórmula EHx, donde E es el símbolo del elemento que se combina con el hidrógeno (H) y x es el número de oxidación con el que actúa dicho elemento. Algunos ejemplos de hidruros son: $NaH$, $CaH_{ 2 }$, $NH_{ 3 }$ y $SiH_{ 4 }$.
Los hidruros se nombran como hidruro de…, indicando a continuación el nombre del elemento que acompaña al hidrógeno. De este modo, $NaH$ es el hidruro de sodio y $CaH_{2}$ es el hidruro de calcio.
Peróxidos y fluoruros
En ocasiones, el oxígeno puede presentar estado de oxidación 2+. Los compuestos donde ocurre esto se llaman peróxidos y responden a la fórmula M—O—O—M, donde M es un metal. Se caracterizan por presentar el enlace O—O, porque se descomponen en agua y muestran un
alto poder oxidante. Por ejemplo: $Na_{ 2 }O_{ 2 }$ es el peróxido de sodio y $BaO_{ 2 }$
es el peróxido de bario.
Aunque en la mayoría de sus compuestos el oxígeno presenta estado de oxidación de 2-, recibiendo 2 electrones, en presencia de elementos altamente electronegativos, actúa con número de oxidación positivo, entregando electrones. Por ejemplo, en los fluoruros de oxígeno $O_{ 2 }F_{ 2 }$ y $OF_{ 2 }$, el oxígeno presenta números de oxidación 1+ y 2+, respectivamente.