GASES

OBJETIVOS
1. Interpretar las leyes que rigen a los gases ideales, teniendo en cuenta las variables de estado.
2. Estudiar y comprobar estas leyes

INTRODUCCIÓN
Los gases se empezaron a estudiar desde la antigüedad por el hombre, es como así han surgido algunas relaciones que involucran variables macroscópicas como la cantidad, la presión y la temperatura para explicar el comportamiento de los gases. La relación entre la temperatura y el volumen se conoce como la ley de Charles y la relación entre la cantidad y el volumen se le conoce como ley de Avogadro. Usando estas dos relaciones mas la ley de Boyle se puede deducir una relación generalizada que involucre todas las variables y de allí surge la ecuación de los gases ideales en donde las proporcionalidades se vuelven igualdades al incluir una constante conocida como la constante universal de los gases.

MARCO TEÓRICO

¿Que es?

El gas es un término químico que se refiere a estado de agregación de la materia, el cual carece de forma y volumen, esto se debe a la manera como está compuesto, ya que está integrado por moléculas que no se encuentran unidas, propagadas y con una mínima fuerza de atracción entre ellas, acogiendo la forma y el volumen del envase que lo contiene. Debido a que las moléculas que constituyen el gas no son atraídas unas por otras, estas pueden desplazarse en el vacío en forma separada y muy rápidamente, expresando así sus propiedades.

Las partículas de un gas son totalmente libres, por lo que pueden propagarse por todo el espacio en donde están encerrados. También pueden ocupar todo el espacio del recipiente que lo contiene, no tienen determinada forma y pueden comprimirse sin esfuerzo.

Leyes

Ley de Charles

La Ley de Charles es una ley de los gases que relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas a presión constante.

En 1787 Charles descubrió que el volumen del gas a presión constante es directamente proporcional a su temperatura absoluta (en grados Kelvin): V = k · T (k es una constante).

Por lo tanto: V₁ / T₁ = V₂ / T₂

Lo cual tiene como consecuencia que: 

• Si la temperatura aumenta el volumen aumenta
• Si la temperatura disminuye el volumen disminuye

Ejemplo

Un gas ocupa un volumen de 5,5 litros a una temperatura de -193 ºC. Si la presión permanece constante, calcular a qué temperatura en volumen sería de 7,5 litros.

• Solución: ya que relacionamos temperatura con volumen a presión constante, aplicamos la Ley de Charles:V₁ / T₁ = V₂ / T₂, donde:
  • T₁ = -193ºC → 273 + (-193) = 80 ºK
  • V₁ = 5,5 litros, V₂ = 7,5 litros
  Despejamos la incógnita T₂ :
• V₁ / T₁ = V₂ / T₂ → T₂ = V₂ / (V₁ / T₁ ) 
• T₂ = 7,5 / (5,5 / 80) = 109,1 ºK 

Ley de Boyle

La Ley de Boyle es una ley de los gases que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas a temperatura constante.

En 1662 Boyle descubrió que la presión que ejerce un gas es inversamente proporcional a su volumen a temperatura y cantidad de gas constante: P = k / V → P · V = k  (k es una constante).

Por lo tanto: P₁ · V₁ = P₂ · V₂

Lo cual tiene como consecuencia que: 

• Si la presión aumenta el volumen disminuye 
• Si la presión disminuye el volumen aumenta

Nota: también se le llama Ley de Boyle-Mariotte ya que este último la descubrió de forma independiente en 1676.

Ejemplo

Un globo de helio ocupa 100 litros a nivel del mar (1 atmósfera). Calcular el volumen del globo a 20 kilómetros de altura donde la presión del aire es de 0,054 atmósferas. Se considera que la temperatura es la misma en los dos puntos.

• 
  Solución:
• Como se mantiene la temperatura constante podemos aplicar la Ley de Boyle

 P₁· V₁ = P₂ · V₂

• Los datos que tenemos son:
• P₁ = 1 atm.
• P₂ = 0.054 atm.
• V₁ = 100 litros

• Aplicamos la Ley de Boyle despejando la incógnita (V₂):

P₁· V₁ = P₂ · V₂ → V₂ = (P₁/P₂) · V₁ = (1 atm. / 0,054 atm.) · 100 litros = 1851 litros 

• V₂= 1851 litros

Ley de los Gases Ideales

Los gases ideales poseen las siguientes propiedades:

• Las moléculas del gas se mueven a grandes velocidades de forma lineal pero desordenada
• La velocidad de las moléculas del gas es proporcional a su temperatura absoluta
• Las moléculas del gas ejercen presión sostenida sobre las paredes del recipiente que lo contiene  
• Los choques entre las moléculas del gas son elásticas por lo que no pierden energía cinética
• La atracción / repulsión entre las moléculas del gas es despreciable

Para estos gases ideales se cumple la siguiente ley:

P · V = n · R · T 

Donde P es la presión (en atmósferas), V el volumen (en litros), n son los moles del gas, R la constante universal de los gases ideales (0,0821 l·atm·K^-1·mol^-1) y T la temperatura absoluta (en grados Kelvin).

Ejemplo

Calcular el volumen de 6,4 moles de un gas a 210ºC sometido a 3 atmósferas de presión. Solución:

• Estamos relacionando moles de gas, presión, temperatura y volumen por lo que debemos emplear la ecuación P · V = n · R · T 
• Pasamos la temperatura a Kelvin: 210ºC = (210 + 273) ºK = 483ºK
• V = n · R · T / P = 6,4 moles · 0,0821 · 483ºK / 3 atm. = 84,56 litros

Ahora encontraremos la definición de cada uno de los conceptos que integran las diferentes formulas

Presion

La presión de un gas se origina por el choque de sus moléculas con las paredes del recipiente que lo contiene. Cuanto más moléculas choquen mayor será la presión y cuanto más rápido se muevan (que es lo mismo que estar a mayor temperatura), mayor será la presión.

A continuación puedes ver el comportamiento de dos gases. Observa que la presión sólo cambia si modificas la temperatura del gas (las moléculas se mueven más deprisa) o si aumentas el número de moléculas (se producen más choques). Si aumentas la masa de las moléculas, la presión no cambia, ya que las moléculas se mueven más lentamente.

Volumen

Es el espacio ocupado por un cuerpo.

Temperatura

Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una forma de energía que podemos medir en unidades de calorías. Cuando un cuerpo caliente se coloca en contacto con uno frío, el calor fluye del cuerpo caliente al cuerpo frío.

La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas del gas. A mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa.

La temperatura de los gases se expresa en grados kelvin.

ACTIVIDAD

Ley de los Gases Ideales

Ley de Charles

REACTIVO LIMITE Y PORCENTAJE DE RENDIMIENTO

ESTEQUIOMETRIA, REACTIVO LIMITANTE  Y PORCENTAJE DE RENDIMIENTO

Introduccion

La parte de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los reactivos y productos que participan en una reacción se llama estequiometría. La palabra estequiometría deriva de dos palabras griegas: stoicheion, que significa elemento, y metron que significa medida.

En en el dia de hoy en este blog nos referiremos principalmente a los diferentes reactivos que existen en la química y a la vez se va a tratar el tema de la estequiometría que los reactivos anteriormente mencionados son una parte directa de la misma.

Objetivos

+ Tener en cuenta la estructura de la estequiometría, su contenido y procedimientos

+ Tener en cuenta el concepto y lograr diferenciar a los reactivos

Marco Teórico

+ Estequiometria

La palabra estequiometría deriva de dos palabras griegas: stoicheion, que significa elemento, y metron que significa medida.

La cantidad de reactivos y productos que participan en una reacción química se puede expresar en unidades de masa, de volumen o de cantidad de sustancia. Sin embargo, para hacer cálculos en una reacción química es más conveniente utilizar la cantidad de sustancia.

Los coeficientes estequiométricos obtenidos al balancear la ecuación química, nos permiten conocer la cantidad de productos a partir de cierta cantidad de reactivos, o viceversa. Para poder trabajar con la ecuación química, definimos las relaciones  estequiométricas o factores de conversión que expresan un parámetro constante y universal para cada par de participantes en la reacción. Estas relaciones se obtienen a partir de la ecuación química balanceada y se fundamentan, lógicamente, en la ley de las proporciones definidas.

Ejemplo

Una forma de eliminar el CO₂ del aire de una nave espacial consiste en hacer reaccionar dicho gas con NaOH:

CO₂(g)  + NaOH(s) → Na₂CO₃(s) + H₂O

Se estima que en 24 horas, un astronauta exhala aproximadamente 1000 g de CO₂. ¿Cuántos kilogramos de NaOH se requieren para eliminar el CO₂ exhalado por el astronauta? ¿Cuántos kg de Na₂CO₃ se producen en el proceso?

Ecuación química balanceada:

CO₂  + 2NaOH               →     Na₂CO₃ + H₂O

1 mol               2mol                   1 mol         1 mol

44.0 g            2(40.0 g)               106 g          18 g

Relaciones estequiométricas en masa

Relaciones estequiométricas en mol

+ Reactivo limitante

Cuando en la realidad se llevan a cabo reacciones químicas, es normal que los reactivos no se encuentran en cantidades estequiométricas, es decir, en las proporciones exactas que indican los coeficientes estequiométricos de la ecuación química balanceada. Usualmente, uno o varios de los reactivos están en mayor cantidad de la que se requiere, por lo que, al finalizar la reacción, quedará un remanente de esos reactivos.

El reactivo límite o limitante es aquel reactivo que en una reacción química se consume en primera medida, determinando la cantidad de producto o de productos obtenidos. La reacción depende del reactivo limitante, ya que según la ley de las proporciones definidas, los demás reactivos no reaccionarán cuando uno se haya consumido.

Ejemplo

Considerar la siguiente reacción:

MnO₂  + 4HCl  → MnCl₂  + Cl₂  + 2 H₂O 

Al inicio se ponen a reaccionar 4.5 g de MnO₂ con 4.0 g de HCl. ¿Cuántos gramos de Cl₂ se obtienen? Calcular la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar.

                        MnO₂  + 4HCL            → MnCl₂  + Cl₂  + 2 H₂O 

1 mol                   4 mol         1 mol           1 mol            2 mol

Para determinar cuál es el reactivo límite, se dividen las mol de cada reactivo entre el respectivo coeficiente estequiométrico. El menor valor obtenido para este cociente corresponde al reactivo límite:

Todos los cálculos estequiométricos deben hacerse tomando como referencia al reactivo límite:

+ Rendimiento teórico, rendimiento real y porcentaje de rendimiento de una reacción 

Se puede pensar que una reacción química progresa hasta que se agota totalmente el reactivo limitante, sin embargo en la realidad esto no sucede siempre ni en todos los casos, por múltiples razones

Unas de las razones son:

-Existe la posibilidad de que no toda la materia prima reaccione

-Es posible que existan reacciones laterales que no lleven al producto deseado o que no pueda recuperarse totalmente el producto formado, lo cual ocasiona una merma en la producción

Con lo anterior se han establecido las nociones de rendimiento:

Rendimiento teórico

-Cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción

Rendimiento real

-Cantidad de producto efectivamente formado en una reacción

Al analizar estos rendimientos, conduce a una desigualdad, puesto que en la práctica, el rendimiento real es igual o menor al rendimiento teórico

Al traducirlo a una fórmula, se puede encontrar el porcentaje de rendimiento de una reacción

Cabe mencionar que los investigadores trabajan frecuentemente modificando todas las variables de temperatura, presión, concentración, catalizadores, etc., para llevar a los procesos del rendimiento real hasta el rendimiento teórico en la medida de lo posible

Ejemplo

-Se preparó sulfato de calcio al hacer reaccionar 200 g de fluoruro de calcio con la cantidad adecuada de ácido sulfúrico

-Es necesario calcular el rendimiento porcentual si se obtuvieron 200 g de sulfato de calcio

Solución

-Se necesita calcular en primera instancia el rendimiento teórico, mediante la determinación de los gramos de CASO4 que se pueden formar

El rendimiento teórico es de 348.7 g de CASO4, y como solamente se obtuvieron 200 g, el porcentaje de rendimiento se calcula así:

Actividades

NOMENCLATURA QUÍMICA

Objetivos:

1. Tener en cuenta la terminación que debe tener los óxidos, los hidróxidos, los hidrácidos, los oxoácidos, las sales binarias y las oxosales neutras en cada nomenclatura.

2.    Tener en cuenta que nomenclatura se maneja en los óxidos, los hidróxidos, los hidrácidos, los oxoácidos, las sales binarias y las oxosales neutras.

Nomenclatura de Óxidos

Nomenclatura Tradicional: La nomenclatura tradicional toma en cuenta los estados de oxidación de los elementos.

- Cuando el elemento tiene un solo estado de oxidación:

Se nombra: "OXIDO" + nombre del elemento. Ejemplo: CaO = Oxido de Calcio Sabiendo que Ca tiene como estado de oxidación 2 y O tiene -2

- Cuando el elemento tiene dos estados de oxidación:

Si se toma el estado de oxidación menor: Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Ejemplo: Bi2O3 = Oxido Bismutoso Sabiendo que Bi tiene como estado de oxidación 3 y O tiene -2 Si se toma el estado de oxidación mayor: Se mombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "ICO" Ejemplo: Bi2O5 = Oxido Bismutico Sabiendo que Bi tiene como estado de oxidación 5 y O tiene -2

- Cuando el elemento tiene tres estados de oxidación:

Si se toma el estado de oxidación menor: Se nombra: "OXIDO" + prefijo "HIPO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Ejemplo: P2O3 = Oxido hipofosforoso Sabiendo que P tiene como estado de oxidación 3 y O tiene -2 Si se toma el estado de oxidación intermedio: Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Ejemplo: PO2 = Oxido fosforoso Sabiendo que P tiene como estado de oxidación 4 y O tiene -2 Si se toma el estado de oxidación menor: Se nombra "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "ICO" Ejemplo: P2O5 = Oxido fosforico Sabiendo que P tiene como estado de oxidación 5 y O tiene -2

- Cuando tiene cuatro estados de oxidación:

Si se toma el estado de oxidación menor: Se nombra: "OXIDO" + prefijo "HIPO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Ejemplo: Cl2O = Oxido hipocloroso Sabiendo que Cl tiene como estado de oxidación 1 y O tiene -2 Si se toma el estado de oxidación intermedio menor: Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Ejemplo: Cl2O3 = Oxido cloroso Sabiendo que Cl tiene como estados de oxidación 3 y O tiene -2 Si se toma el estado de oxidación intermedio mayor: Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "ICO" Ejemplo: Cl2O5 = Oxido clorico Sabiendo que Cl tiene como estado de oxidación 5 y O tiene -2 Si se toma el estado de oxidación mayor: Se nombra: "OXIDO" + prefijo "PER" + raiz del elemento + sufijo "ICO" Ejemplo: Cl2O7 = Oxido perclorico Sabiendo que Cl tiene como estado de oxidación 7 y O tiene -2 Nomenclatura Sistemática: La nomenclatura sistemática toma en cuenta el número de moléculas de cada elemento. Se nombra: Prefijo + "OXIDO DE" + prefijo + nombre del elemento. El prefijo depende del número de moléculas que tenga el elemento: 1 - mono 2 - di 3 - tri 4 - tetraN5 - penta 6 - sexta 7 - hecta 8 - octa 9 - nona 10 - deca Ejemplo: N2O3 = Trioxido de dinitrogeno

Nomenclatura Stock: La nomenclatura stock toma en cuenta los estados de oxidación de los elementos sin contar el oxígeno. Nombra los compuestos con un número romano al final, representando el estado de oxidación. Se nombra: "Óxido de" + nombre del elemento + (estado de oxidación del elemento). 

Ejemplo: CO2 = óxido de carbono (IV)

Nomenclatura de Hidróxidos 

Al igual que los óxidos, los hidróxidos se pueden nombrar de tres maneras distintas: nomenclatura tradicional, nomenclatura sistemática, nomenclatura stock.

Nomenclatura Tradicional: La nomenclatura tradicional toma en cuenta los estados de oxidación de los elementos

.- Cuando el elemento tiene un sólo estado de oxidación:

Se nombra: "Hidróxido" + nombre del elemento.

Ejemplo:

Rb(OH) = Hidróxido de rubidioSabiendo que Rb tiene como estado de oxidación 1 y el grupo OH tiene -1- 

Cuando el elemento tiene dos estados de oxidación:

Si se toma el estado de oxidación menor:

Se nombra: "Hidróxido" + raíz del elemento + sufijo "Oso"

Ejemplo: Cu(OH) = Hidróxido cuproso

Sabiendo que Cu tiene como estado de oxidación 1 y el grupo OH tiene -1

Si se toma el estado de oxidación mayor: Se nombra: "Hidróxido" + raíz del elemento + sufijo "Ico" Ejemplo: Cu(OH)2= Óxido cúprico  Sabiendo que Cu tiene como estado de oxidación 2 y el grupo OH tiene -1 -Cuando el elemento tiene tres estados de oxidación: Si se toma el estado de oxidación menor: Se nombra "Hidróxido" + prefijo "Hipo" + raíz del elemento + sufijo "Oso" Ejemplo: P(OH)3= Hidróxido hipofosforoso  Sabiendo que P tiene como estado de oxidación 3 y el grupo OH -1 Si se toma el estado de oxidación intermedio: Se nombra: "Hidróxido" + raíz del elemento + sufijo "Oso" Ejemplo: P(OH)4= Hidróxido fosforoso  Sabiendo que P tiene como estado de oxidación 4 y el grupo OH tiene -1 Si se toma el estado de oxidación menor: Se nombra "Hidróxido" + raíz del elemento + sufijo "Ico" Ejemplo: P(OH)5= Hidróxido fosfórico  Sabiendo que P tiene como estado de oxidación 5 y el grupo OH tiene -1 -Cuando tiene cuatro estados de oxidación: Si se toma el estado de oxidación menor: Se nombra: "Hidróxido" + prefijo "Hipo" + raíz del elemento + sufijo "Oso" Ejemplo: V(OH)2= Hidróxido hipovanadioso  Sabiendo que V tiene como estado de oxidación 2 y el grupo OH tiene -1 Si se toma el estado de oxidación intermedio menor: Se nombra: "Hidróxido" + raíz del elemento + sufijo "Oso" Ejemplo: V(OH)3= Hidróxido vanadioso  Sabiendo que V tiene como estado de oxidación 3 y el grupo OH tiene -1 Si se toma el estado de oxidación intermedio mayor: Se nombra: "Hidróxido" + raíz del elemento + sufijo "Ico" Ejemplo: V(OH)4= Hidróxido vanadico  Sabiendo que V tiene como estado de oxidación 4 y el grupo OH tiene -1 Si se toma el estado de oxidación mayor: Se nombra: "Hidróxido" + prefijo "Per" + raíz del elemento + sufijo "Ico" Ejemplo: V(OH)5= Hidróxido pervanadico  Sabiendo que V tiene como estado de oxidación 5 y el grupo OH tiene -1 Nomenclatura sistemática: Se nombra: Prefijo + "HIDRÓXIDO DE" + prefijo + nombre del elemento. El prefijo depende del número de moléculas que tenga el elemento: 1 - mono 2 - di 3 - tri 4 - tetra 5 - penta 6 - sexta 7 - hecta 8 - octa 9 - nona 10 - deca Ejemplo: Pd(OH)4 = Tetraoxido de paladio Nomenclatura Stock: Se nombra: "HIDRÓXIDO DE" + nombre del elemento + (estado de oxidación del elemento) Ejemplo: Fe(OH)3 = Hidroxido de hierro (III) Sabiendo que Fe tiene como estado de oxidación 3 Nomenclatura de Hidrácidos Los hidrácidos se nombran utilizando la nomenclatura tradicional y la nomenclatura sistemática, no utilizándose la nomenclatura de stock: Nomenclatura tradicional: en la nomenclatura tradicional los hidrácidos se nombran usando la palabra ácido ya que tienen carácter ácido en disolución acuosa y añadiendo el sufijo hídrico al nombre del elemento no metal. Ejemplo: HBr: ácido bromhídrico Nomenclatura sistemática: la nomenclatura sistemática de los hidrácidos se nombre utilizando el sufijo uro al nombre del no metal. Ejemplo: HCl: cloruro de hidrógeno Nomenclatura de Oxoácidos Para la nomenclatura de los oxoácidos puede utilizarse la nomenclatura tradicional, nomenclatura de stock así como la nomenclatura sistemática. Nomenclatura tradicional: La nomenclatura tradicional de los oxoácidos se nombra con la palabra ácido seguido de la raíz del elemento no metálico e indicando la valencia con la que actúa según el siguiente criterio. Una valencia: Ácido ...ico Dos valencias: Menor valencia: Ácido ...oso Mayor valencia: Ácido ...ico Tres valencias: Menor valencia: Ácido hipo...oso Valencia intermedia: Ácido ...oso Mayor valencia: Ácido ...ico Cuatro valencias: Primera valencia (baja): Ácido hipo...oso Segunda valencia: Ácido ...oso Tercera valencia: Ácido ...ico Cuarta valencia (alta): Ácido per...ico Ejemplo: HBrO: ácido hipobromoso HBrO2: ácido bromoso HBrO3: ácido brómico HBrO4: ácido perbrómico Nomenclatura de stock: la nomenclatura de stock comienza con la palabra ácido seguido del prefijo que indica el número de oxígenos más la palabra oxo seguido del prefijo que indica el número de átomos del elemento no metálico (normalmente   no se pone porque es 1 átomo) seguido de la raíz del elemento no metálico terminado en ico y en números romanos indicamos su valencia, es decir: ácido + perfijo oxígenos + oxo + prefijo X + raíz X + ico + (valecia X) Ejemplo: HClO2: ácido dioxoclórico (III) Cuando sólo tenemos un oxígeno no se indica el prefijo mono. Ejemplo: HClO: ácido oxoclórico (I), en lugar de ácido monoxoclórico (I) Nomenclatura sistemática: La nomenclatura sistemática comienza con el prefijo que indica el número de oxígenos seguido de la palabra oxo seguido del prefijo que indica el número de átomos del elemento no metálico (normalmente no se pone porque es 1 átomo) seguido de la raíz del elemento no metálico acabado en ato y en números romanos indicamos la valencia del elemento no metálico seguido de la palabras "de hidrógeno", es decir: prefijo oxígenos + oxo + prefijo X + raíz X + ato + (valencia X) + de hidrógeno Ejemplo: H2SO3: trioxosulfato (IV) de hidrógeno

Sales Hidrácidas:

Si un hidrácido actúa sobre una base...

HCl + Na(OH) ----> NaCl + H2O

Se forma sal y agua. Esa sal se nombra del siguiente modo:

__ URO de ___

o

___ URO ____ ICO/OSO


Si el metal tiene solo un estado de oxidación (como el sodio) se usa el DE:

Cloruro de sodio NaCl

Pero si la sal pudiera tener dos estados de oxidación, como:

FeBr3 ---> Bromuro férrico (hierro mas alto +3)

FeBr2 ---> Bromuro ferroso (hierro mas bajo +2)

Sales Oxoácidas:

Los Oxoácidos dan sales con las bases, por

Ejemplo:
H2SO3 + Ca(OH)2 --> CaSO3 + 2 H2O

Las sales que vienen de...

ácido PER _ ICO ------> PER _ ATO
ácido _ ICO -----> _ ATO
ácido _ OSO ---> _ ITO
ácido HIPO _ OSO ---> HIPO _ ITO

es decir, que el ácido hipocloroso dará hipoclorito, el ácido cloroso dará clorito, el ácido clórico dará clorato y el ácido perclórico dará perclorato.

Aquí para los metales se mantiene lo anterior: si tenemos dos estados de oxidación, ICO / OSO, si tenemos uno solo... DE...

CaSO3 (viene del ácido sulfuroso --> ITO)

sulfito de calcio


Su tuviera dos estados de oxidación, como....

NiSO3 --> sulfito niqueloso (OSO porque es el níquel de menor estado de oxidación, es decir 2+)

Ni2(SO3)3 ---> sulfito niquelico (ICO porque es el níquel de más alto estado de oxidación, es decir 3+).

Hay más compuestos inorgánicos (como complejos, sales hidratadas, hidruros, sales acidas, sales básicas, etc).

prefijos particulares:
cupr (cobre)
aur (oro)
sulf (azufre)
plumb (plomo)
ferr (hierro)

Webgrafía 

http://nomenklaturacnlizzie.galeon.com/aficiones2119492.html

http://nomenklaturacnlizzie.galeon.com/aficiones2119570.html

http://www.formulacionquimica.com/hidracidos/

http://www.formulacionquimica.com/oxoacidos/

http://bsantander11.webnode.com.co/products/nomenclatura-tradicional-de-las-sales/

Pantallazos

Nomenclatura de óxidos 

Formulación de óxidos 

Nomenclatura de Hidróxidos

Formulación de Hidróxidos 

Nomenclatura de Hidrácidos 

Formulación de Hidrácidos 

Nomenclatura Oxoácidos 

Formulación de Oxoácidos

Nomenclatura sales binarias 

Formulación sales binarias

Nomenclatura oxosales neutras 

Formulación oxosales neutras