Dos grandes físicos franceses del siglo XVIII, Jacques A . C. Charles (1746-1823) y Joseph L. Gay Lussac (1778-1850), estudiaron las variaciones de volumen o de presión que experimentan los gases con los cambios de temperatura.

 

A tal efecto, Gay Lussac diseñó un dispositivo que le permitió determinar la dilatación de un gas cuando lo calentaba a presión constante: el calor que recibe el recipiente redondo provoca un incremento de volumen en el gas que contiene, el cual, a su vez, obliga al desplazamiento de una gota de mercurio. Si, por ejemplo, el cuello del recipiente tiene de sección y el desplazamiento debido al aumento de temperatura — medida por el termómetro— ha sido de 10 cm, el incremento de volumen vale .

 

Existe una relación matemática que liga las magnitudes volumen y temperatura absoluta:

 

 

cuyo enunciado, que constituye la primera ley, es: A presión constante, los volúmenes ocupados por una misma masa gaseosa al variar la temperatura son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas.

 

Cuando la experiencia se realiza a volumen constante (es decir, en condiciones tales que el volumen ocupado por la masa gaseosa no pueda variar) se cumple una relación matemática análoga:

 

 

donde P y P’ son las presiones soportadas por el gas a las temperaturas absolutas T y T’, respectivamente. Esta segunda ley se enuncia como sigue: A volumen constante, las presiones soportadas por una misma músa gaseosa son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas.

 

Ejemplo.

1) A 27 °C y 1 atmósfera de presión, un gas ocupa un volumen de 10 litros. ¿Cuánto valdrá el volumen en condiciones normales?

Debe recordarse que «condiciones normales» significa 0 °C y 1 atm; por tanto, la temperatura es variable y la presión constante, y, en consecuencia, ha de aplicarse la primera de las leyes de Charles-Gay Lussac:

 

 

V = volumen inicial = 10 litros;
V’ = volumen buscado;
T, T = temperaturas absolutas inicial y final, respectivamente:

T = 273 + 27 = 300 °K
r = 273 + 0 = 273 °K.

Sustituyendo valores:

 

 

2) A 10 °C y 2 atmósferas de presión, un gas ocupa 2 0 litros; si, manteniendo invariable dicho volumen, la temperatura pasa a 566 °K, ¿cuánto valdrá el incremento de presión necesario?

La segunda ley de Charles-Gay Lussac dice:

 

 

 

por lo tanto, la segunda ley de Charles-Gay Lussac dará:

 

El incremento de presión ha sido de 4-2=2 atmósferas.

 

 

esquema gráfico de la ley de Gay-Lussac.

Se trata de un resultado obtenido independientemente por los científicos Robert Boyle, irlandés, y Edmond Mariotte (1620-1684), francés, ambos del siglo XVII al introducir la relación existente entre el volumen de un gas y su presión, manteniendo constante la temperatura.

 

Matemáticamente, la anterior proporcionalidad se expresa mediante cualquiera de las fórmulas:

 

Al comprimir progresivamente un cierto gas, a la temperatura constante de 20 °C (= 273 + 20 = = 293 °K), se obtienen los siguientes resultados tabulados: que se representan en un gráfico cartesiano (en el que las abscisas representen la presión en atmósferas — símbolo atm— , y las ordenadas, el volumen en litros) obtendremos la figura geométrica que expresa la proporcionalidad inversa: la hipérbola equilátera.

 

Ejemplo: En el anterior gas, cuyos valores de la presión y volumen se han tabulado, consignar qué presión P’ soporta cuando el volumen que ocupa es de 10 litros.

en la que, por ejemplo, P = 12 atm y V = 12 litros, y V’ = 10 litros:

 

 

En la parte superior del dibujo, representación esquemática de las leyes de Boyle-Mariotte; en la inferior, aparece solamente representada la primera.

 

Son un conjunto de leyes que se descubrieron por vía experimental y que hacen referencia a las relaciones que, en una reacción química, cumplen los pesos de las sustancias reaccionantes y de los productos de la reacción.

 

Son las cuatro siguientes:

 

1) Ley de la conservación de la masa, debida a LA VOISIER.

 

2) Ley de las proporciones constantes, debida a PROUST.

 

3) Ley de las proporciones múltiples, debida a DALTON .

 

4) Ley de los pesos equivalentes, debida a RICHTER.

 

Ley de Lavoisier o de la conservación de la masa

 

Esta importante ley se enuncia del modo siguiente:

 

En una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción («la materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma»).

 

Este resultado se debe al químico francés A . L. Lavoisier, quien lo formuló en 1774. Anteriormente se creía que la materia era destructible y se aducía como ejemplo la combustión de un trozo de carbón que, después de arder, quedaba reducido a cenizas, con un peso muy inferior. Sin embargo, el uso de la balanza permitió al científico galo comprobar que si se recuperaban los gases originados en la combustión, el sistema pesaba igual antes que después de la experiencia, por lo que dedujo que la materia era indestructible.

 

Ley de Proust o de las proporciones constantes

 

En 1808, tras ocho años de investigaciones, J. L. Proust llegó a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen siempre en la misma proporción ponderal.

 

Por ejemplo, para formar agua, , el hidrógeno y el oxígeno intervienen en las cantidades que, por cada mol, se indican a continuación:

 

Para simplificar los cálculos, se suele suponer que el peso atómico del H es 1 y el del O es 2: 1 mol de agua = 2 • 1 + 16 = 18 gramos, de los que 2 son de H y 16 de oxígeno. Por tanto, la relación ponderal (o sea, entre pesos) es de 8 g de oxígeno por cada uno de hidrógeno, la cual se conservará siempre que se deba formar (en consecuencia, si por ejemplo reaccionaran 3 g de H con 8 de O, sobrarían 2 g de H ).

 

Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.

 

En efecto, dicho porcentaje puede averiguarse a través de proporciones aritméticas.

 

Ejemplo. Calcular la- composición centesimal del agua:

 

— porcentaje de hidrógeno:

 

 

— porcentaje de oxígeno:

 

 

Es comprensible que si de la fórmula empírica puede obtenerse la composición centesimal, de ésta podrá hallarse la fórmula.

 

El proceso de cálculo es el siguiente, partiendo del 11,11 % de H y del 88,89 % de O:

 

a) dividir cada porcentaje por el peso atómico del elemento:

 

b) se dividen los resultados de la división por aquel que sea el menor de ellos; si los números que se obtienen son enteros, se está ante la relación atómica deseada:

es decir, , o también escrito simplificadamente, .

En caso de que la relación atómica hubiera sido, por ejemplo, 0,33 (para el primer elemento) por 1, entonces, como en las moléculas figuran siempre un número entero de átomos, deberíamos multiplicar por un factor adecuado (en la proporción 0,33/1, por el factor 3: 0,33 ? 3/1 ? 3 = 1/3) para conseguir la relación entre números enteros.

 

Ley de Dalton o de las proporciones múltiples

 

Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de Proust). Dalton en 1808 concluyó que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardan entre sí,una relación, expresable generalmente por medio de números enteros sencillos.

 

Ejemplo. Si se toman 100 g de cada uno de cuatro compuestos de cloro y de oxígeno y en ellos se cumple:

 

— 1.er. compuesto:

 

81,39 g de Cl + 18,61 g de 0;

 

— 2° compuesto:

 

59,32 g Cl + 40,68 g de 0;

 

— 3.er. compuesto:

 

46,67 g Cl + 53,33 g de 0;

 

— 4° compuesto:

 

38,46 g Cl + 61,54 g de 0.

 

A continuación se procede a buscar la relación ponderal g de O /g de Cl, con lo que se obtendrán los gramos de oxígeno que, para cada compuesto, corresponden a 1 g de cloro:

 

— 1.er. compuesto:

 

18,61 / 81,39 = 0,2287; -

 

— 2.° compuesto:

 

40,68 / 59,32 = 0,6858;

 

— 3.er. compuesto:

 

53,33 / 46,67 = 1,1427;

 

— 4.° compuesto:

 

61,54 / 38,46 = 1,6001.

 

Si se divide por la menor de las cantidades se llegará a la relación numérica que enuncia la ley de Dalton:

 

 

Ley de Richter o de los p esos equivalentes Fue enunciada por el alemán J. B. Richter en 1792 y dice que: los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre sí.

 

Es decir, si a gramos de la sustancia A reaccionan con b gramos de la sustancia B y también c gramos de otra sustancia C reaccionan con b gramos de B, entonces, si A y C reaccionaran entre sí, lo harían en la relación ponderal a/c.

 

Como consecuencia de la ley de Richter, a partir de un peso equivalente patrón (H = 1,008), es posible asignar a cada elemento un peso de combinación que se denomina peso equivalente o equivalente.

 

Cuando el equivalente se expresa en gramos se llama equivalente gramo (concepto análogo a los de átomo gramo y molécula gramo).

 

Ejemplo. Si para formar agua, , el hidrógeno y el oxígeno se combinan en la relación 1 g de H / 8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalente o equivalente del oxígeno es 8 gramos.

 

Algunos cálculos relativos a equivalentes gramo

 

Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoníaco (N H 3) suponiendo, para simplificar los cálculos, que los pesos atómicos del nitrógeno y del hidrógeno son, respectivamente, 14 y 1: Puesto que el equivalente en gramos del H es 1 g y el nitrógeno requiere 3 átomos de H para formar , se tendrá que el

 

El equivalente del oxígeno en el óxido de calcio (CaO ), suponiendo que el peso atómico del Ca es 40 y el del oxígeno es 16 (recuérdese que el equivalente gramo del oxígeno es 8 g, pues así se calculó en el ejemplo del ):

 

 

Por último, hallaremos el número de equivalentes gramo de cobre que hay en una muestra de 286 g de .

 

En la tabla de pesos atómicos se encuentra el del cobre (63,5); el del oxígeno ya es sabido, 16. Por consiguiente, 1 mol de contiene 2 ? 63,5 = 127 g de Cu y 16 de O , o sea, pesa 127 + 16 = 143 g.

 

Puesto que en el enunciado se habla de 286 g de Cu20 (cantidad que es el doble de 143 g), en la muestra habrá:

 

 

A hora ya se puede calcular el número de equivalentes gramo de cada elemento:

 

— equivalente gramo O = 8 g
— equivalente gramo Cu = 63,5 g.

 

Se ha dividido por 1 porque la valencia del Cu en el compuesto es unitaria.

 

En los 286 g de habrá, pues:

 

 

La igualdad en el número de equivalentes gramos nos sugiere que dos elementos se combinan entre sí equivalente a equivalente, de ahí la importancia del concepto de equivalente.

Átomo Gramo y Molécula Gramo 

 

Átomo gramo de un elemento es un peso en gramos igual, en números, al peso atómico. Es decir, si el peso atómico del Ca es 40,08, entonces 40,08 gramos de calcio constituyen un átomo gramo de este elemento. Se trata de una unidad ponderal que posee gran importancia química, pues un átomo gramo de cualquier sustancia contiene aproximadamente seiscientos mil trillones de átomos (se escribe de forma abreviada , o sea, 6 seguido de veintitrés ceros). De lo dicho se desprende una forma de calcular el peso de los átomos expresado en gramos (en lugar de con respecto al peso de un átomo patrón). Ejemplo. Calcular el átomo gramo del calcio: Si 40,08 g de Ca contienen átomos de Ca, entonces 1 átomo de Ca pesará:

 

 

Los conceptos anteriores se pueden extender, de modo análogo, al ámbito molecular, con lo que surge otra importantísima definición: Molécula gramo (o,gramos igual, en número, al peso molecular. Es decir, si el peso molecular del carbonato de calcio, , es 100,077, entonces 100,077 gramos de constituyen un mol de esta sustancia. Se cumple la siguiente propiedad, que permite hallar el peso de una molécula expresado en gramos: Un mol de cualquier sustancia contiene aproximadamente seiscientos mil trillones de moléculas.

 

Ejemplo: Calcular el peso de una molécula de :

 

El peso molecular del , gas nitrógeno, es de 2 • 14,007 = 28,014; por tanto, una molécula de pesa:

 

 

Molécula gramo. Arriba, cantidades distintas de alúmina de cromo; . ; sulfuro mercúrico. HgS: carbonato manganoso, ; óxido de magnesio MgO, que contienen el mismo número de moléculas gramo; en la figura de molécula gramo en cada caso. Abajo, iguales cantidades de distintas sustancias (en la figura 1 gramo) pueden contener diferente número de moléculas gramo: acetato de sodio, cinc y uranilo, ; óxido salino de plomo, ; sulfato de níquel, ; fluoruro sódico, NaF.

No se puede medir directamente el peso de los átomos (no hay balanza capaz de ello), pero cabe usar procedimientos indirectos, basados en la relación entre los pesos de dos elementos cuando se combinan entre sí; por ejemplo, según se explicó, uniendo 4 partes de azufre con 7 de hierro se forma el sulfuro de hierro.

 

Si se procediera del mismo modo con los demás elementos químicos se obtendría una escala ponderal en la que habría una ordenación de los elementos y se comprobaría que el elemento tipo para comparar es, como propuso Dalton, el hidrógeno, que ocuparía el primer lugar.

 

Hacia 1885, Ostwald eligió como peso de referencia la dieciseisava parte del peso del oxígeno; entre 19031905 se valoraban los pesos atómicos basándose en el oxígeno y en el hidrógeno, y durante el intervalo 19061961, se aceptó sólo la referencia al oxígeno.

 

Desde 1963, IU PAC estableció como peso patrón (o sea, como unidad) la doceava parte del peso del átomo de carbono, que rige todavía, por lo que hoy se define peso atómico de un elemento como el peso de un átomo del elemento referido a la doceava parte del peso patrón de un átomo de carbono.

Así, cuando se dice que el peso atómico del nitrógeno es 14, se expresa que un átomo de nitrógeno es 14 veces más pesado que el de hidrógeno, o que la dieciseisava parte del peso del átomo de carbono. Peso molecular de un compuesto químico es la suma de los pesos atómicos de los elementos que constituyen la molécula. Un ejemplo precisará el concepto y enseñará a calcular pesos moleculares de compuestos químicos a partir de su fórmula:

 

Hallar el peso molecular del carbonato de calcio,

 

 

Si M = peso molecular y p a = peso atómico, entonces:

pues la molécula contiene un átomo de Ca, otro de C y 3 de O.

 

En la tabla de pesos atómicos se encuentra que:

 

 

por lo tanto, la fórmula que nos dará el peso molecular del carbonato de calcio es;

 

.

 

Para la obtención de pesos moleculares existen mayores dificultades cuando se desconoce la fórmula del compuesto, en cuyo caso los químicos han elaborado técnicas especiales, como las derivadas del paso de la sustancia al estado gaseoso, o las que proceden de la disolución de la misma en agua u otro líquido.

 

PESOS ATÓMICOS DE LOS ELEMENTOS MÁS IMPORTANTES

 

Las sales, desde el punto de vista de su fórmula, surgen de la sustitución total (sales neutras) o parcial (sales ácidas) de los hidrógenos de los ácidos.

 

El nombre de las sales termina en:

 

-uro si el ácido acaba en -hídrico;
-ato si el ácido acaba en -ico;
-ito si el ácido acaba en -oso.

 

Según el número de hidrógenos que poseen, los ácidos dan lugar a varios tipos de sales, cuya formulación y nomenclatura quedará resuelta con la información contenida en la tabla respectiva, en la que: R = elemento que actúa como no metal; x = número de átomos del no metal; y = número de átomos de oxígeno; M = metal; z = valencia del metal:

Ejemplos.

A ) Efectuar la formulación del carbonato de hierro (III) [la IU PA C recomienda decir monohidrógeno- carbonato de hierro (III)]:

 

a) se escriben el símbolo del hierro y el radical que resulta de sacar un solo hidrógeno a la fórmula del ácido carbónico:

 

;

 

b) intercambio de valencias:

 

 

c) supresión del subíndice 1 :

 

(fórmula final).

B) Formular el monohidrógenofosfito de aluminio:

a) se escriben el símbolo del aluminio y el radical que resulta de sacar dos hidrógenos a la fórmula del ácido fosfórico:

 

;

b) intercambio de valencias:

 

(fórmula final).

C) Nombrar el compuesto de fórmula NaClO:

 

El sodio, Na, actúa con la valencia 1, y CIO es el radical que deriva del HCIO, ácido hipocloroso; por tanto, las sales serán hipocloritos y, en consecuencia, la sal que se ha pedido será, concretamente, el hipoclorito de sodio.

 

La formulación constituye el lenguaje del químico; por tal razón, se está ahora en condiciones de abordar el estudio de la química, lo que se hará dedicando el resto del tema a las cuestiones cuantitativas, es decir, a los cálculos químicos.

 

No es preciso insistir en lo importante que resulta, desde el principio, conocer a fondo la formulación, para así poder entrar de lleno a continuación en el cálculo químico.

 

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE LAS SALES

 

Desde el punto de vista de su fórmula, los oxácidos son compuestos ternarios constituidos por hidrógeno, por un elemento que actúa como no metal y por oxígeno. Como sabemos, los oxácidos se originan a través de la reacción

 

 
Ejemplo. Anhídrido carbónico (o dióxido de carbono) + agua —> ácido carbónico, o sea

Por consiguiente, de la nomenclatura de los anhídridos se pasa a la de los oxácidos cambiando, simplemente, la palabra anhídrido por la de ácido, pues el adjetivo se conserva.

 

TABLA DE LOS OXÁCIDOS MÁS IMPORTANTES

 

 

La nomenclatura anterior, que es la clásica, resulta tan clara y pedagógica que la IU PA C admite su utilización, sobre todo a niveles de no profesionales de la química.

 

Ciertos anhídridos admiten la adición de una, dos o tres moléculas de agua, dando lugar a tres ácidos, que se nombran respectivamente con los prefijos meta-, orto- y piro-, yuxtapuestos al adjetivo. Por ejemplo, ácido ortofosfórico:

 

Hidróxidos o bases

Desde el punto de vista de su fórmula química, los hidróxidos derivan de la combinación entre un metal y el radical monovalente O H (radical hidroxilo).

 

Por lo tanto, como un radical se comporta como si fuera un solo átomo, aunque conste de varios, la formulación de los hidróxidos sigue la misma pauta que la de los compuestos binarios.

 

En lo que respecta a la nomenclatura, se sigue la notación de Stock y a las palabras hidróxido de sigue el nombre del metal (con la valencia en cifras romanas si el caso lo requiere).

 

Ejemplos.

 

A ) Formular el hidróxido de calcio:

 

a) se escribe el símbolo del calcio y el radical OH encerrado entre paréntesis:

 

Ca(OH);

 

b ) intercambio de valencias:

 

 

c ) supresión del subíndice 1 :

 

(fórmula final).

 

B) Formular el hidróxido de sodio:

 

a) se escribe el símbolo del sodio y el radical O H encerrado entre paréntesis:

 

Na(OH);

 

b) intercambio de valencias:

 

;

 

c) supresión de los subíndices iguales a 1 y del paréntesis:

 

NaOH
(fórmula final).

Formulación y nomenclatura de las combinaciones binarias de un metal con un no metal distinto del oxígeno Para la formulación se escriben los símbolos del no metal y del metal (actualmente se tiende a colocar en primer lugar el símbolo del metal) y los subíndices se colocan según la regla del intercambio de valencias.

 

Para la nomenclatura, se nombra primero el no metal terminado en -uro a continuación se pone la preposición de y por último se indica el nombre del metal. Si el metal puede actuar con más de una valencia, laque posee se escribe, en cifras romanas, entre paréntesis, según la notación de Stock:

 

La siguiente tabla facilitará la nomenclatura desde el punto de vista del no metal.

 

Ejemplos.
A ) Formular el cloruro de sodio (sal común):

 

a) se escriben los símbolos:

 

NaCI;

 

b) intercambio de valencias:

 

;

 

c) se suprimen los subíndices iguales a 1 :

 

NaCI

(fórmula final).

B) Formular el sulfuro de estaño (IV ):

 

a) se escriben los símbolos:

 

SnS;

 

b) intercambio de valencias:

 

;

 

c) simplificación por 2 :

 

;

 

d) supresión del subíndice 1 :

 

(fórmula final).

 

COMBINACIONES BINARIAS METAL-NO METAL (excepto el oxígeno)

 

 

C) Nombrar el compuesto de fórmula : Puesto que Fe = metal y S = no metal, y que el azufre actúa con valencia 2 (por tratarse el de un compuesto no oxigenado) y el hierro con la 3, el nombre pedido es sulfuro de hierro (III).

 

Formulación y nomenclatura de las combinaciones binarias de un metal o de un no metal con hidrógeno

 

El hidrógeno con los metales actúa como si fuera un no metal; en cambio, con los no metales de los grupos VI y VII se comporta como metal.

 

También se comporta como no metal cuando forma combinación binaria con los no metales de los grupos III, IV y V.

 

Cuando el hidrógeno actúa como no metal, el compuesto se denomina hidruro de, seguido del nombre del elemento con el que se combina.

Ejemplo. Formular el hidruro de calcio:

a) se escriben los símbolos:

 

HCa;

 

b) intercambio de valencias:

 

;

 

c) supresión del subíndice 1 :

 

(fórmula final).

 

Existen nombres especiales; agua;   amoníaco; metano; fosfamina, y arsenamina.

 

Si el hidrógeno actúa como metal, se sigue la nomenclatura dada en el epígrafe anterior. No obstante, en este último caso, son muy usuales todavía los nombres clásicos formados con la palabra ácido seguida del nombre del no metal terminado en -hídrico.

Formulación y nomenclatura de óxidos básicos, peróxidos y óxidos ácidos Para la formulación se siguen las dos reglas anteriores. En lo que respecta a la nomenclatura, se nombran con la palabra óxido seguida de la preposición de y, a continuación, el nombre del metal; si éste puede actuar con dos o más valencias, la que corresponde al compuesto se indica con cifras romanas y se encierra entre paréntesis.

 

Ejemplos.

 

a) CaO: Por ser el Ca un metal, el compuesto es un óxido, cuyo nombre es óxido de calcio.
b) : También se trata de un óxido porque el hierro es un metal; recibe la denominación de óxido de hierro (III).

 

La nomenclatura explicada es la de Stock, recomendada por la IU PAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada), organismo que desaconseja, al mismo tiempo, las antiguas terminaciones -oso, para la valencia menor, e -ico, para la mayor (o sea, se desaconseja decir, por ejemplo, óxido férrico).

 

Peróxidos

 

Para la formulación ha de tenerse en cuenta:

 

a) que en estos compuestos el oxígeno figura bajo la forma del radical (grupo de átomos que no constituyen una molécula) , que actúa con la valencia 2 , o sea, cada oxígeno posee valencia 1;

b) la fórmula no se simplifica si el oxígeno queda como y sí en otro caso.

 

CONCEPTO DE VALENCIA Y SU RELACIÓN CON LA FORMULACIÓN Y APLICACIÓN PARA LA NOMENCLATURA DE ÓXIDOS Y ANHÍDRIDOS

 

 

Para la nomenclatura, se emplean las palabras peróxido de, seguidas del nombre del metal. La fórmula del peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) se hallará según el siguiente proceso:

 

a) se escribirá el símbolo del hidrógeno y además el radical :
b) intercambio de valencias:

c) se suprime el 1 y, por tanto, el paréntesis:

 
Ejemplo. Formular el peróxido de bario:
a) se escribe el símbolo del bario y el radical :
b) intercambio de valencias:

c) simplificación (para que quede ): ;
d) supresión de los subíndices 1 y eliminación del paréntesis:

 

Óxidos ácidos (anhídridos)

 

Para la formulación se siguen las reglas aplicadas hasta ahora. En cuanto a la nomenclatura, la IU PAC recomienda adoptar la de proporciones (en lugar de la clásica denominación de anhídrido, que no obstante también expondremos debido a hallarse todavía muy extendida).

 

Nomenclatura de proporciones: , dióxido de azufre; , trióxido de dinitrógeno; , monóxido de dicloro o, más usualmente, óxido de dicloro; , pentaóxido de dinitrógeno; , heptaóxido de dicloro.

 

Nomenclatura clásica: Es más complicada y distingue entre la formulación de los anhídridos de los elementos con cuatro posibles valencias (cloro, bromo, iodo, con 1, 3, 5, 7), de los de tres valencias (azufre, selenio, teluro, con 2, 4, 6 de las que sólo las dos últimas son posibles en las combinaciones con oxígeno) y de los de dos (nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto, con 3 y 5; carbono y silicio, con 2 y 4 ).

 

En concreto, para las valencias 1,3,5,7,el esquema es:

Por ejemplo, corresponde al anhídrido perclórico; , al anhídrido nítrico, y CO_{2}, al anhídrido carbónico.