EJEMPLO 1
Ácido hipocloroso
HClO · Un oxígeno
Al perder un protón forma ClO⁻, hipoclorito. El oxígeno lleva subíndice implícito 1; la carga del anión es −1.
1 + x − 2 = 0: el cloro está en +1. No se confunde ClO⁻ con Cl⁻, que es cloruro.
QUÍMICA · OXIÁCIDOS
30 ejemplos de oxiácidos: fórmulas y nombres
Del ácido hipocloroso al permangánico: compara las series, calcula los números de oxidación y distingue los hidrógenos de la fórmula de los protones que participan en una neutralización.
30 ejemplos y sus fórmulas
Los oxiácidos contienen hidrógeno, oxígeno y otro elemento, como cloro, fósforo, azufre o cromo. Esta colección combina nombres habituales, series de formulación y casos que requieren interpretar la estructura o el medio.
| N.º | Fórmula | Nombre | Oxidación central |
|---|---|---|---|
| 1 | HClO | Ácido hipocloroso | Cl: +1 |
| 2 | HClO₂ | Ácido cloroso | Cl: +3 |
| 3 | HClO₃ | Ácido clórico | Cl: +5 |
| 4 | HClO₄ | Ácido perclórico | Cl: +7 |
| 5 | HBrO | Ácido hipobromoso | Br: +1 |
| 6 | HBrO₂ | Ácido bromoso | Br: +3 |
| 7 | HBrO₃ | Ácido brómico | Br: +5 |
| 8 | HBrO₄ | Ácido perbrómico | Br: +7 |
| 9 | HIO | Ácido hipoyodoso | I: +1 |
| 10 | HIO₂ | Ácido yodoso | I: +3 |
| 11 | HIO₃ | Ácido yódico | I: +5 |
| 12 | HIO₄ | Ácido metaperyódico | I: +7 |
| 13 | H₂CO₃ | Ácido carbónico | C: +4 |
| 14 | H₂N₂O₂ | Ácido hiponitroso | N: +1 |
| 15 | HNO₂ | Ácido nitroso | N: +3 |
| 16 | HNO₃ | Ácido nítrico | N: +5 |
| 17 | H₃PO₂ | Ácido hipofosforoso | P: +1 |
| 18 | H₃PO₃ | Ácido fosforoso | P: +3 |
| 19 | H₃PO₄ | Ácido fosfórico | P: +5 |
| 20 | H₂SO₃ | Ácido sulfuroso | S: +4 |
| 21 | H₂SO₄ | Ácido sulfúrico | S: +6 |
| 22 | H₃AsO₃ | Ácido arsenioso | As: +3 |
| 23 | H₃AsO₄ | Ácido arsénico | As: +5 |
| 24 | H₂CrO₄ | Ácido crómico | Cr: +6 |
| 25 | H₃BO₃ | Ácido bórico | B: +3 |
| 26 | H₂Cr₂O₇ | Ácido dicrómico | Cr: +6 |
| 27 | H₂SiO₃ | Ácido metasilícico | Si: +4 |
| 28 | H₄SiO₄ | Ácido ortosilícico | Si: +4 |
| 29 | H₂MnO₄ | Ácido mangánico | Mn: +6 |
| 30 | HMnO₄ | Ácido permangánico | Mn: +7 |
Los números de oxidación son una contabilidad formal. En estos ejemplos se toma H = +1 y O = −2; su suma, contando todos los átomos, es cero. La tabla no afirma que todos sean líquidos puros estables ni que se ionicen completamente en agua.
Ejemplos explicados
Compara las familias de cloro, bromo y yodo; después revisa las diferencias entre fórmula, estructura y comportamiento ácido.
EJEMPLO 2
Ácido cloroso
HClO₂ · Dos oxígenos
Su base conjugada es ClO₂⁻, clorito. El 2 cuenta oxígenos; no representa una carga −2.
1 + x − 4 = 0: Cl = +3. El sufijo «oso» lo distingue del ácido clórico.
EJEMPLO 3
Ácido clórico
HClO₃ · Tres oxígenos
Se relaciona con ClO₃⁻, clorato. Añadir un oxígeno respecto a HClO₂ cambia el estado de oxidación del cloro.
1 + x − 6 = 0: Cl = +5. El anión sigue teniendo una sola carga negativa.
EJEMPLO 4
Ácido perclórico
HClO₄ · Cuatro oxígenos
Su base conjugada es ClO₄⁻, perclorato. Completa la serie escolar del cloro con prefijo «per» y sufijo «ico».
1 + x − 8 = 0: Cl = +7. El +7 es un número de oxidación, no la carga de un ion Cl⁷⁺ dentro de la molécula.
EJEMPLO 5
Ácido hipobromoso
HBrO · Serie del bromo
HBrO contiene un átomo de cada elemento. Al ceder H⁺ queda BrO⁻, hipobromito.
Comparación: HBr no lleva oxígeno y es un hidrácido; HBrO sí es un oxiácido.
EJEMPLO 6
Ácido bromoso
HBrO₂ · Fórmula y anión
El bromo está en +3: 1 + x − 2×2 = 0. El anión asociado a la pérdida de H⁺ es BrO₂⁻, bromito.
Su inclusión en una serie de nomenclatura no implica que todos los miembros puedan manipularse como líquidos puros estables.
EJEMPLO 7
Ácido brómico
HBrO₃ · Bromato
La pérdida de un protón da BrO₃⁻, bromato. Con K⁺ se escribe la sal KBrO₃ por compensación de cargas.
KBrO₃ es bromato de potasio, una oxisal; HBrO₃ es el ácido brómico.
EJEMPLO 8
Ácido perbrómico
HBrO₄ · Perbromato
Tiene un oxígeno más que el brómico. Su anión es BrO₄⁻, perbromato.
Cuenta seis átomos en la fórmula: 1 H + 1 Br + 4 O. La fórmula no indica por sí sola una concentración.
EJEMPLO 9
Ácido hipoyodoso
HIO · Serie del yodo
Su base conjugada es IO⁻, hipoyodito. El símbolo I corresponde al yodo.
La secuencia I, IO⁻ e IO₃⁻ representa especies distintas; no son variantes tipográficas del mismo ion.
EJEMPLO 10
Ácido yodoso
HIO₂ · Especie de interés en investigación
La fórmula contiene dos O y da I = +3. HIO₂ se estudia, por ejemplo, en modelos de formación de partículas atmosféricas.
Es un ejemplo válido de formulación; no debe presentarse por ello como un reactivo cotidiano equivalente al ácido nítrico.
Missouri S&T · Nombres de oxiácidos y oxoaniones · RSC · Ácido yodoso y formación de partículas
EJEMPLO 11
Ácido yódico
HIO₃ · Yodato
El anión IO₃⁻ se llama yodato. La fórmula de su sal con Ca²⁺ es Ca(IO₃)₂.
Los paréntesis indican dos grupos yodato: la sal contiene dos I y seis O por unidad fórmula.
EJEMPLO 12
Ácido metaperyódico
HIO₄ · Una forma del ácido peryódico
HIO₄ corresponde a la forma meta. La forma ortoperyódica se escribe H₅IO₆; ambas sitúan al yodo en +7.
Meta y orto distinguen fórmulas, no estados de oxidación diferentes. «Peryódico» sin más puede resultar ambiguo.
IUPAC · Red Book, tabla IR-8.1 · Missouri S&T · Nombres de oxiácidos y oxoaniones
EJEMPLO 13
Ácido carbónico
H₂CO₃ · Dos etapas ácido-base
Se relaciona con HCO₃⁻, hidrogenocarbonato o bicarbonato, y CO₃²⁻, carbonato. Cada pérdida de H⁺ tiene su propio equilibrio.
En agua con CO₂, solo parte del CO₂ disuelto está como H₂CO₃. No se identifica todo el gas disuelto con moléculas de ácido carbónico.
OpenStax · Fuerza de ácidos y bases · OpenStax · Carbonatos y CO₂ disuelto
EJEMPLO 14
Ácido hiponitroso
H₂N₂O₂ · Dos átomos de nitrógeno
Su estructura se representa como HO–N=N–OH. La fórmula molecular contiene dos H, dos N y dos O.
HNO es su fórmula empírica, pero no su fórmula molecular; además, HNO identifica una especie distinta, el nitroxilo. No se intercambian.
EJEMPLO 15
Ácido nitroso
HNO₂ · Nitrito
Su base conjugada es NO₂⁻, nitrito. Para calcular la oxidación del N: 1 + x − 4 = 0.
HNO₂ es un ácido débil en agua; tener un solo H no implica ionización completa.
OpenStax · Nomenclatura de ácidos · OpenStax · Fuerza de ácidos y bases
EJEMPLO 16
Ácido nítrico
HNO₃ · Nitrato
El anión NO₃⁻ se llama nitrato. HNO₃ se trata como ácido fuerte en los ejercicios introductorios en agua diluida.
La sal NH₄NO₃ combina NH₄⁺ y NO₃⁻: es nitrato de amonio, no una molécula de ácido nítrico.
OpenStax · Nomenclatura de ácidos · OpenStax · Fuerza de ácidos y bases
EJEMPLO 17
Ácido hipofosforoso
H₃PO₂ · Un protón ácido habitual
La estructura H₂P(O)OH contiene un grupo O–H y dos enlaces P–H. En su neutralización ácido-base habitual es monoprótico.
Tiene tres H en total, pero consume un equivalente de OH⁻ por mol en esa neutralización. También se denomina ácido fosfínico.
NCERT / IIT Kanpur · Oxiácidos del fósforo · IUPAC · Red Book, tabla IR-8.1
EJEMPLO 18
Ácido fosforoso
H₃PO₃ · Dos protones ácidos habituales
La estructura HP(O)(OH)₂ tiene dos grupos O–H y un enlace P–H. La forma habitual, también llamada ácido fosfónico, es diprótica.
No se clasifica como triprótico contando simplemente los tres H de la fórmula.
NCERT / IIT Kanpur · Oxiácidos del fósforo · IUPAC · Red Book, tabla IR-8.1
EJEMPLO 19
Ácido fosfórico
H₃PO₄ · Tres etapas de desprotonación
Su estructura P(O)(OH)₃ tiene tres grupos O–H. Las especies sucesivas son H₂PO₄⁻, HPO₄²⁻ y PO₄³⁻.
Las tres etapas no tienen la misma facilidad. La cantidad de base añadida determina el balance de neutralización considerado.
NCERT / IIT Kanpur · Oxiácidos del fósforo · IUPAC · Red Book, tabla IR-8.1
EJEMPLO 20
Ácido sulfuroso
H₂SO₃ · Convención en disolución
H₂SO₃ es la fórmula usada para el ácido sulfuroso. Las disoluciones de SO₂ presentan equilibrios con hidrogenosulfito HSO₃⁻ y sulfito SO₃²⁻.
La notación escolar no implica que todo el SO₂ acuoso esté presente como moléculas H₂SO₃ ni que exista una botella de ácido puro estable.
Atmospheric Chemistry and Physics · SO₂ acuoso y equilibrios · OpenStax · Nomenclatura de ácidos
EJEMPLO 21
Ácido sulfúrico
H₂SO₄ · Dos protones y una oxisal
Contiene 2 H, 1 S y 4 O. En el balance completo con NaOH se requieren dos moles de base por mol de ácido y se forma Na₂SO₄.
Puede perder protones por etapas: HSO₄⁻ y SO₄²⁻. La segunda etapa no se trata automáticamente como ionización total en cualquier disolución.
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EJEMPLO 22
Ácido arsenioso
H₃AsO₃ · Conteo con arsénico
3(+1) + x + 3(−2) = 0 da As = +3. Su representación estructural es As(OH)₃.
No se confunde As, arsénico, con S, azufre. Cambiar una letra cambia la sustancia.
EJEMPLO 23
Ácido arsénico
H₃AsO₄ · Comparación oso/ico
Tiene un oxígeno más que H₃AsO₃. El balance 3 + x − 8 = 0 da As = +5.
La pareja arsenioso/arsénico muestra que «oso» e «ico» se comparan dentro de la familia, no con un valor universal para todos los elementos.
EJEMPLO 24
Ácido crómico
H₂CrO₄ · Un átomo de cromo
2 + x − 8 = 0 da Cr = +6. Su relación formal con el anión cromato CrO₄²⁻ sirve para formular sales como K₂CrO₄.
La especie que predomina en disolución depende del medio; la fórmula del ácido no describe por sí sola toda la mezcla acuosa.
EJEMPLO 25
Ácido bórico
H₃BO₃ · Un caso de Lewis
Se escribe también B(OH)₃. En agua su acidez se explica por la aceptación de OH⁻ para formar B(OH)₄⁻.
No es un ácido triprótico ordinario: los tres H no autorizan a escribir una liberación total de tres protones.
EJEMPLO 26
Ácido dicrómico
H₂Cr₂O₇ · Dos átomos de cromo
2 + 2x − 14 = 0 da x = +6 para cada Cr. El anión asociado es dicromato, Cr₂O₇²⁻.
El prefijo «di» señala dos Cr; no significa que el cromo tenga oxidación +2 ni +12.
EJEMPLO 27
Ácido metasilícico
H₂SiO₃ · Fórmula de composición
H₂SiO₃ es la fórmula convencional del ácido metasilícico. La representación polimérica (H₂SiO₃)ₙ evita suponer una molécula aislada simple en todos los casos.
Para una unidad: 2 + x − 6 = 0 y Si = +4. La composición y la estructura no son información equivalente.
EJEMPLO 28
Ácido ortosilícico
H₄SiO₄ · Cuatro grupos OH
Su representación Si(OH)₄ contiene 4 H y 4 O. El silicio conserva oxidación +4, como en la fórmula metasilícica.
Meta y orto aquí no se distinguen asignando +4 y +6 al Si: cambia la composición, no ese número de oxidación.
EJEMPLO 29
Ácido mangánico
H₂MnO₄ · Referencia formal al manganato
La fórmula ácida formal se relaciona con MnO₄²⁻, manganato. Con dos K⁺ se escribe K₂MnO₄.
Compara MnO₄²⁻ con MnO₄⁻: manganato y permanganato tienen distinta carga y requieren distinta proporción de K⁺ en la sal.
EJEMPLO 30
Ácido permangánico
HMnO₄ · Referencia al permanganato
La fórmula contiene un solo H; 1 + x − 8 = 0 da Mn = +7. Su anión es MnO₄⁻, permanganato.
KMnO₄ y NaMnO₄ son sales de ese anión. La relación de nombres no demuestra que su fabricación industrial use la neutralización del ácido libre.
Cómo se nombran los oxiácidos
Una forma general de expresar la composición es HaEbOc, donde cada subíndice cuenta átomos y E representa el elemento central. No es una reacción ni significa que los tres subíndices sean iguales. En H₂SO₄ hay 2 H, 1 S y 4 O.
En la nomenclatura tradicional, «oso» e «ico» distinguen miembros de una misma familia; pueden añadirse «hipo» y «per». La serie completa del cloro sirve para ver el orden correcto:
| Fórmula | Nombre ácido | Oxidación del Cl | Anión |
|---|---|---|---|
| HClO | Hipocloroso | +1 | ClO⁻ · hipoclorito |
| HClO₂ | Cloroso | +3 | ClO₂⁻ · clorito |
| HClO₃ | Clórico | +5 | ClO₃⁻ · clorato |
| HClO₄ | Perclórico | +7 | ClO₄⁻ · perclorato |
En estas correspondencias, oso → ito e ico → ato; se mantienen hipo y per. Cada anión de la tabla tiene carga −1, independientemente del número de oxígenos.
No basta contar cuántas «valencias» tiene un elemento para inventar todos sus ácidos. Los nombres tradicionales tienen un ámbito concreto; existen también nombres sistemáticos y distinciones como meta/orto.
Dos centros: H₂Cr₂O₇
2(+1) + 2x + 7(−2) = 0 → 2x = 12 → x = +6.
El resultado corresponde a cada Cr. El +12 sería la suma de los dos, no su número individual.
Missouri S&T · Nombres de oxiácidos y oxoaniones · OpenStax · Nomenclatura de ácidos
Cuántos protones pueden ceder
| Ácido | Estructura habitual abreviada | Neutralización habitual |
|---|---|---|
| H₃PO₂ | H₂P(O)OH | 1 equivalente de OH⁻ por mol |
| H₃PO₃ | HP(O)(OH)₂ | 2 equivalentes de OH⁻ por mol |
| H₃PO₄ | P(O)(OH)₃ | 3 equivalentes de OH⁻ por mol |
| H₃BO₃ | B(OH)₃ | Acepta OH⁻ y forma B(OH)₄⁻ |
Los H unidos directamente al P no se cuentan como protones ácidos en estas neutralizaciones. El bórico requiere otra explicación: se comporta como ácido de Lewis. Estos ejemplos impiden aplicar «número de H = número de protones liberados» de manera automática.
Fuerza y concentración son distintas: HNO₃ es fuerte en agua diluida y HNO₂ es débil. Un ácido fuerte puede estar muy diluido. Un ácido poliprótico presenta etapas de equilibrio diferentes, no una liberación simultánea y completa de todos sus H.
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Propiedades y precauciones
- Enlaces: los oxiácidos moleculares tienen enlaces covalentes; no se describen simplemente como conjuntos de H⁺ y aniones libres. Al reaccionar con el agua pueden generar iones.
- Estado físico: distinguir sustancia pura y disolución evita afirmar que todos son líquidos. La fórmula tampoco garantiza estabilidad o aislamiento del ácido libre.
- Neutralización: con hidróxidos pueden dar oxisales y agua. El producto y la proporción dependen de cuántos protones reaccionen; en los casos de Lewis puede cambiar la forma de escribir el proceso.
- Equilibrio y calor: muchas neutralizaciones liberan calor y están favorecidas, pero rapidez, calor y reversibilidad no se deducen solo de la etiqueta oxiácido.
- Precauciones: diluir no convierte automáticamente un ácido en seguro. La manipulación requiere conocer la sustancia, su concentración y su ficha de seguridad, además del procedimiento y los medios adecuados.
Las ecuaciones siguientes son modelos para estudiar química, no recetas de preparación ni de mezcla de productos.
Ocho reacciones explicadas
(aq) indica disolución acuosa; (s), sólido; (l), líquido. Las ecuaciones globales describen proporciones, mientras que una ecuación iónica muestra las especies elegidas para el balance.
1. Neutralización completa del sulfúrico
H₂SO₄(aq) + 2 NaOH(aq) → Na₂SO₄(aq) + 2 H₂O(l)
Un mol de ácido requiere dos de base. El sulfato queda disuelto; escribir Na₂SO₄(aq) es una representación molecular convencional de la disolución.
2. Primer equivalente de base con fosfórico
H₃PO₄(aq) + NaOH(aq) → NaH₂PO₄(aq) + H₂O(l)
Balance de formación de dihidrogenofosfato de sodio. Quedan hidrógenos en el anión; neutralizar una etapa no equivale a agotar todos los protones.
3. Balance completo con fosfórico
H₃PO₄(aq) + 3 NaOH(aq) → Na₃PO₄(aq) + 3 H₂O(l)
Balance global de tres equivalentes de base. En agua hay equilibrios de hidrólisis; Na₃PO₄(aq) no significa que exista exclusivamente PO₄³⁻ sin otras especies.
4. El caso del ácido bórico
B(OH)₃(aq) + OH⁻(aq) → B(OH)₄⁻(aq)
Ecuación iónica neta: se incorpora OH⁻. A ambos lados hay 1 B, 4 O, 4 H y carga −1.
5. Ácido débil y su base conjugada
HNO₂(aq) + H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + NO₂⁻(aq)
La doble flecha indica equilibrio. El agua recibe un protón y el ácido nitroso pasa a nitrito.
6. Formación de bicarbonato a partir de CO₂
CO₂(aq) + OH⁻(aq) → HCO₃⁻(aq)
Balance neto de carbonatación con un equivalente de base. Expresa mejor el sistema acuoso que suponer que todo el CO₂ está como H₂CO₃.
7. De bicarbonato a carbonato
HCO₃⁻(aq) + OH⁻(aq) → CO₃²⁻(aq) + H₂O(l)
Con otro equivalente de base, el balance da carbonato. La distribución entre CO₂, bicarbonato y carbonato depende del pH.
8. Óxido de zinc y ácido sulfúrico
ZnO(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + H₂O(l)
El óxido sólido reacciona con el ácido. Este balance representa la disolución ácida del óxido en procesos de obtención de zinc; no la etapa electrolítica posterior.
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Usos y relaciones con las sales
- Ácido sulfúrico: permite disolver óxido de zinc y obtener una disolución de sulfato de zinc en el tratamiento industrial de ese metal.
- Sistema CO₂/ácido carbónico: explica la formación de bicarbonatos o carbonatos al reaccionar CO₂ acuoso con bases. El producto depende del balance y del pH.
- Ácido fosfórico: sus neutralizaciones permiten formular dihidrogenofosfatos, hidrogenofosfatos y fosfatos; no basta decir «fosfato» sin especificar la sal y la proporción de base.
- Ácido permangánico: relaciona formalmente el nombre del ácido con permanganatos como KMnO₄ y NaMnO₄. Esta correspondencia no se presenta como un método industrial de fabricación.
- Ácido nítrico: se emplea en la producción industrial de nitratos, entre ellos nitrato de amonio para fertilizantes. Su almacenamiento y procesamiento requieren controles industriales específicos.
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Errores frecuentes
- ClO₂²⁻ como clorito. Clorito es ClO₂⁻: subíndice y carga hacen trabajos diferentes.
- Ácido hiponitroso = molécula HNO. Su fórmula molecular es H₂N₂O₂. HNO no sustituye esa información.
- Todos los H de H₃PO₂ se neutralizan igual. En su estructura habitual solo hay un grupo O–H ácido.
- El bórico libera tres protones. En agua se interpreta mediante la formación de B(OH)₄⁻.
- El Cr de H₂Cr₂O₇ tiene oxidación +12. Cada Cr está en +6; hay dos átomos.
- Una serie de nombres demuestra que todos son líquidos estables. Hay que distinguir fórmula, estructura, fase y especies en disolución.
- Toda sal se fabrica neutralizando su ácido libre. La relación formal ácido-anión no acredita una ruta industrial.
Diez ejercicios resueltos
1. Nombra HClO₂ y escribe su base conjugada.
Ver respuesta
Ácido cloroso y ClO₂⁻, clorito. El subíndice 2 cuenta oxígenos; la carga es −1.
2. Calcula la oxidación del Cr en H₂Cr₂O₇.
Ver respuesta
2(+1) + 2x + 7(−2) = 0. Así, 2x = 12 y x = +6 para cada Cr.
3. ¿Cuántos átomos contiene la fórmula molecular del ácido hiponitroso?
Ver respuesta
H₂N₂O₂: 2 H + 2 N + 2 O = 6 átomos. HNO expresa la proporción empírica 1:1:1, pero no su molécula.
4. Ordena H₃PO₄, H₃PO₂ y H₃PO₃ según los equivalentes de OH⁻ que consumen por mol en su neutralización completa habitual.
Ver respuesta
H₃PO₂: 1; H₃PO₃: 2; H₃PO₄: 3. Se cuentan los grupos O–H de sus estructuras habituales, no todos los H de la fórmula.
5. ¿HIO₄ y H₅IO₆ tienen el mismo número de oxidación del yodo?
Ver respuesta
Sí: 1 + x − 8 = 0 y 5 + x − 12 = 0 dan +7. Corresponden a las formas meta y orto.
6. En el balance H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O, ¿cuántos moles de NaOH corresponden a 0,025 mol de ácido?
Ver respuesta
2 × 0,025 = 0,050 mol de NaOH. Se forman 0,025 mol de Na₂SO₄ y 0,050 mol de agua en ese balance.
7. ¿Qué volumen de NaOH 0,100 mol/L requiere la neutralización completa de 20,0 mL de H₂SO₄ 0,0500 mol/L?
Ver respuesta
n(ácido) = 0,0200 × 0,0500 = 0,00100 mol. n(NaOH) = 0,00200 mol; V = 0,00200/0,100 = 0,0200 L = 20,0 mL. Es un cálculo estequiométrico, no una instrucción de preparación.
8. Para 0,010 mol de H₃PO₄, compara formar NaH₂PO₄ y el balance formal de formación de Na₃PO₄.
Ver respuesta
Primer balance: 0,010 mol de NaOH. Balance completo: 0,030 mol. En disolución, las especies reales se distribuyen según el pH y los equilibrios.
9. ¿Por qué B(OH)₃ + OH⁻ → B(OH)₄⁻ conserva la carga?
Ver respuesta
La izquierda suma −1 y la derecha −1. Hay 1 B, 4 O y 4 H a cada lado. No se liberan tres H⁺.
10. Escribe las sales potásicas de MnO₄²⁻ y MnO₄⁻.
Ver respuesta
K₂MnO₄, manganato de potasio, y KMnO₄, permanganato de potasio. Se necesitan respectivamente dos y un K⁺ para obtener carga total cero.
Referencias
Consultadas el 8 de octubre de 2026. Ejemplos y ejercicios: Editorial Ejemplode.
- PubChem · Nitroxilo, HNO
- OpenStax · Carbonatos y CO₂ disuelto
- OpenStax · Nomenclatura de ácidos
- OpenStax · Fuerza de ácidos y bases
- IUPAC · Red Book, tabla IR-8.1
- Missouri S&T · Nombres de oxiácidos y oxoaniones
- NCERT / IIT Kanpur · Oxiácidos del fósforo
- NCERT / IIT Kanpur · Ácido bórico como ácido de Lewis
- RSC · Ácido yodoso y formación de partículas
- Atmospheric Chemistry and Physics · SO₂ acuoso y equilibrios
- PubChem · Manganato de potasio
- PubChem · Ácido permangánico
- Universidad de York · Producción de zinc
- Universidad de York · Ácido nítrico