Podstawowe definicje

Masa atomowa i masa cząsteczkowa

Substancje są zbudowane z atomów lub dwu- i wieloatomowych cząsteczek. Za pomocą

określonych metod fizycznych możemy wyznaczyć z dużą dokładnością masę atomu lub

cząsteczki, np.:

masa atomu wodoru wynosi: 1,66 10 g

⋅

masa atomu węgla wynosi: 1,99 10g.

⋅

Podane liczby nazywamy bezwzględnymi masami atomowymi. W praktyce ich nie

stosujemy, ponieważ nie wiążą się z nimi żadne prawa chemiczne.

Wprowadzono zatem pojecie względnej masy atomowej. Jest to liczba niemianowana,

wyrażona w tzw. skali węglowej, której jednostka równa się 1/12 masy atomu izotopu węgla C.

Masa atomowa pierwiastka chemicznego wskazuje, ile razy masa atomu danego pierwiastka

jest większa od 1/12 masy atomu izotopu węgla

12

C.

Masy atomowe wybranych pierwiastków podano w tabeli w drugiej części skryptu. Należy

zauważyć, że masy atomowe nie są liczbami całkowitymi. Wynika to po pierwsze z faktu, że

większość pierwiastków występujących w przyrodzie stanowi mieszaniny dwóch lub więcej

izotopów (nie mają trwałych izotopów m.in. beryl, fluor, sód, glin, kobalt), a po drugie, z istnienia

tzw. defektu masy. Posługujemy się zatem nie masami atomowymi poszczególnych izotopów, ale

średnimi masami atomowymi.

Obliczenie średniej masy atomowej wymaga znajomości mas atomowych izotopów oraz

zawartości tych izotopów w mieszaninie (podanej np. w % wagowych).

W przypadku związku chemicznego lub pierwiastków występujących w stanie wolnym w

formie cząsteczek wieloatomowych (np.O

2

, O

3

) wprowadzono pojęcie względnej masy

cząsteczkowej.

Masa cząsteczkowa jest to liczba, która wskazuje, ile razy masa cząsteczki jest większa od

1/12 masy atomu izotopu węgla 12C.

Masę cząsteczkową związku chemicznego oblicza się, sumując masy atomowe

pierwiastków wchodzących w skład cząsteczki, pomnożone przez liczbę atomów danego

pierwiastka w cząsteczce tego związku chemicznego.

Na przykład:

dla azotu cząsteczkowego ( N

2

) wynosi ona: 2 14,0067 = 28,0134

⋅

dla kwasu azotowego(V) (HNO

3

) wynosi: 1,0079 + 14,0067 + 3 15,9994 = 63,0132.

⋅

Mol

Mol jest mianowaną jednostką chemiczną (g mol), która stanowi podstawową jednostkę

⋅

układu SI, będącą miarą ilości materii.

Mol (atomów, cząsteczek, jonów, elektronów, lub innych cząstek) jest to taka ilość materii,

która zawiera tyle cząstek, ile atomów węgla zawartych jest w 0,012 kg izotopu węgla

12

C.

Np.:

12 g węgla to 1 mol atomów węgla,

32 g tlenu to 1 mol cząsteczek tlenu,

28 g tlenku węgla(II) CO to 1 mol cząsteczek tlenku węgla,

23 g jonów Na to 1 mol jonów sodu.

Mol odpowiada zatem liczbowo masie atomowej lub cząsteczkowej danej substancji. Z

podanej powyżej definicji mola wynika, że jednostka ta zastępuje takie pojęcia, jak: gramoatom,

gramojon, gramocząsteczka.

Oprócz mola używa się także jednostek pochodnych, zasady tworzenia których określane są w taki

sam sposób jak dla wszystkich innych jednostek układu SI. Na przykład :

1 kilomol (kmol) = 10 mol

1 milimol (mmol) = 10 mol.

W jednym molu znajduje się określona liczba molekuł.

Nazwano ją liczbą_Avogadra i wynosi ona

N

A

= 6,023 10

⋅

23

Gramorównoważnik związku chemicznego

Gramorównoważnik jest obecnie w chemii pojęciem zbędnym i dlatego jest systematycznie

eliminowany z nowych wydań podręczników i zbiorów zadań. W obowiązującym od roku 1977

Międzynarodowym Układzie Jednostek Miar zwanym w skrócie SI, jednostką ilości materii jest

mol. Ponadto gramorównoważnik jest wielkością fizyczną, której definicja (w przeciwieństwie do

mola) jest nieprecyzyjna i niejednoznaczna. Gramorównoważnik nie odnosi się bowiem tylko do

substancji (związku chemicznego czy pierwiastka), ale także do reakcji, w której bierze ona udział.

Szczególnie problem ten pojawia się w przypadku obliczeń gramorównoważnika dla utleniacza i

reduktora. Ponieważ pojęcie gramorównoważnika możemy jeszcze spotkać np. w starych

przepisach analitycznych lub zbiorach zadań, z których korzystamy, zachodzi konieczność podania

sposobu obliczenia gramorównoważnika związku chemicznego (stanowi on zawsze określoną część

mola).

Gramorównoważnik obliczamy dzieląc mol w przypadku:

a) kwasu, przez liczbę atomów wodoru w cząsteczce (tylko tych, które odszczepiają się w procesie

dysocjacji jako jony H),

b) wodorotlenku, przez liczbę grup wodorotlenkowych w cząsteczce,

c) soli, przez iloczyn liczby kationów (lub anionów) w cząsteczce soli i ich wartościowości.

Podstawowe prawa chemiczne

Reakcje chemiczne podporządkowane są określonym prawom, do których zalicza się:

Prawo zachowania masy:

Suma mas produktów reakcji (substancji powstających w reakcji chemicznej) jest równa

sumie mas substratów (substancji wyjściowych w reakcji chemicznej).

Prawem ogólniejszym od prawa zachowania masy jest prawo zachowania materii, które jest

sformułowane w ten sposób:

Suma masy i energii jest wielkością stałą w danym układzie zamkniętym

Σ(m + E) = const.

W reakcjach silnie egzotermicznych (np. reakcje jądrowe) konieczne jest uwzględnienie tzw.

defektu masy (przypomnijmy, że związek masy i energii jest dany zależnością Einsteina E=mc

2

).

Należy podkreślić, że efekty energetyczne reakcji chemicznych są na tyle małe, że tzw. defekt masy

możemy pominąć w obliczeniach chemicznych.

Prawo stałych stosunków wagowych (molowych):

Pierwiastki tworzące dany (jeden) związek chemiczny łączą się ze sobą zawsze w tym

samym stosunku wagowym (molowym), niezależnie od pochodzenia danego związku, jak i od

sposobu jego otrzymania. Związki chemiczne, które posiadają ściśle określony i stały skład

ilościowy, nazywamy daltonidami. Zaliczamy do nich gazy, ciecze i grupę substancji w stanie

stałym. Większość krystalicznych substancji nieorganicznych to bertolidy (związki

niestechiometryczne), czyli połączenia chemiczne o składzie zmieniającym się w szerszym lub

węższym zakresie (większe lub mniejsze odstępstwo od stechiometrii). Składu tych związków nie

można więc wyrazić za pomocą prostych liczb całkowitych. Do bertolidów zaliczamy m.in. tlenki i

siarczki takich metali jak tytan, mangan, żelazo, kobalt czy nikiel. Stosunek wagowy sodu do tlenu

w tlenku sodu można w przybliżeniu zapisać jako:

Na : O = 23 : 8

co oznacza, że na 23 części wagowe sodu przypada 8 części wagowych tlenu. Skład wagowy

siarczku srebra (srebro z siarką tworzy tylko jedno połączenie) wyraża się w przybliżeniu

stosunkiem:

Ag : S = 27 : 4

Wynika stad, że jeżeli zmieszamy dwadzieścia siedem części wagowych srebra z czterema

częściami wagowymi siarki, to zajdzie reakcja tworzenia siarczku srebra i nastąpi całkowite

przereagowanie składników mieszaniny. Jeżeli w przygotowanej mieszaninie srebra i siarki zamiast

czterech części wagowych siarki użyto by siedmiu części (tzn. więcej niż wynika z powyższego

stosunku), to trzy części wagowe siarki nie przereagują ze srebrem.

Prawo wielokrotnych stosunków wagowych (molowych)

Prawo to odnosi się do pierwiastków, które łącząc się ze sobą, tworzą dwa lub więcej

związków chemicznych. Jeżeli dwa pierwiastki tworzą ze sobą kilka związków chemicznych, to na

stałą ilość wagową (molową) jednego pierwiastka przypadają ilości wagowe (molowe) drugiego

pierwiastka, pozostające do siebie w stosunku niewielkich liczb naturalnych.

Węgiel tworzy z tlenem następujące połączenia:

tlenek węgla(II) - CO

tlenek węgla(IV) - CO2

Jeżeli przyjmiemy jeden mol węgla za stałą ilość wagową, to stosunek wagowy ilości tlenu

w tych połączeniach wynosi 1 : 2 (są to niewielkie liczby naturalne). A zatem tlenki te stosują się do

prawa stosunków wielokrotnych.

Prawa stanu gazowego

Stan każdej substancji gazowej (gazu) charakteryzuje się wielkościami fizycznymi, takimi

jak: masa, objętość, ciśnienie i temperatura. Są one powiązane ze sobą w określone zależności,

które nazywamy prawami gazowymi. Parametry charakteryzujące stan gazowy dają się połączyć w

jedno równanie stanu gazu doskonałego, które można zapisać jako:

p v = n R T (1.1)

⋅

⋅

⋅

gdzie: p - ciśnienie gazu (Pa),

v - objętość (m),

R - stała gazowa - 8,3145 (J mol K) lub 83,14 (hPa·dm/mol·K)

⋅

⋅

T - temperatura bezwzględna (K),

n - ilość moli gazu.

Z powyższego równania stanu gazu doskonałego dają się wyprowadzić następujące prawa gazowe

będące jego konsekwencjami:

Prawo Boyle'a - Mariotte'a

W warunkach izotermicznych (T = const) dla stałej masy gazu, iloczyn objętości i ciśnienia jest

wielkością stałą:

p·v = const (1.2)

Prawo Gay - Lussaca

W warunkach izobarycznych (p = const) dla stałej masy gazu, stosunek objętości do temperatury (T

w skali Kelvina) jest stały:

ν/T = const (1.3)

Prawo Charlesa

W warunkach izochorycznych (v = const) dla stałej masy gazu, stosunek ciśnienia gazu do

temperatury (T w skali Kelvina) jest stały:

p/T = const (1.4)

Podane prawa gazowe wyprowadzono, zakładając określony model gazu rzeczywistego (model

gazu doskonałego). Podstawowe założenia tego modelu to:

1) gaz składa się z cząsteczek, które są punktami materialnymi;

2) między cząsteczkami gazu nie działają żadne siły;

3) zderzenia cząsteczek są sprężyste;

4) cząsteczki gazu znajdują się w ciągłym ruchu i poruszają się ruchem prostoliniowym na

odcinkach pomiędzy zderzeniami.

Gazy rzeczywiste wykazują większe lub mniejsze odchylenia od praw gazowych ponieważ

nie spełniają one dokładnie założeń przedstawionego modelu gazu doskonałego. Wielkość tego

odstępstwa zależy od temperatury, ciśnienia i rodzaju gazu. Równanie stanu gazu doskonałego

pozwala obliczyć objętość 1 mola dowolnego gazu w warunkach normalnych. Pod tym pojęciem

rozumiemy temperaturę 0C (273,15 K) i ciśnienie 1 atm (101325 Pa).

Jeżeli powyższe wartości wstawimy do równania (1.1), to objętość 1 mola gazu doskonałego

w warunkach normalnych wyniesie 22,414 dm. Dla gazów rzeczywistych objętość 1 mola nie jest

dokładnie równa 22,414 dm, ponieważ gazy te nie spełniają równania stanu gazu doskonałego. Dla

przykładu w tabeli 1.1. podano objętość 1 mola wybranych gazów rzeczywistych w warunkach

normalnych.

Równanie (1.1) pozwala (w przybliżeniu) obliczyć gęstość gazu. Ilość moli gazu (n)

obliczamy, dzieląc masę gazu przez masę cząsteczkową, stąd możemy napisać:

pv = (m/M)RT (1.5)

i

(pM)/(RT) = m/v = d (1.6)

gdzie d jest gęstością gazu.

Tabela 1.1. Objętości molowe V

o

(dm) gazów rzeczywistych w warunkach normalnych

Gaz

Objętość 1 mola

wodór

22,43

tlen

22,39

tlenek azotu

22,39

fluorowodór

21,71

chlor

22,02

amoniak

22,05

Prawa gazowe umożliwiają również obliczenie masy cząsteczkowej gazu. Wykorzystuje się

w tym celu następujące zależności:

a) masa cząsteczkowa gazu jest równa:

M = 22,4d (1.7)

gdzie d jest gęstością bezwzględną tego gazu w warunkach normalnych,

b) równanie stanu gazu doskonałego (ilość moli n można zapisać jako iloraz masy gazu m i masy

cząsteczkowej M) po przekształceniu daje zależność:

M = (mRT)/(pv) (1.8)

c) znajomość gęstości względnej umożliwia obliczanie masy cząsteczkowej gazu przy

wykorzystaniu równania:

D=M

1

/M

2

(1.9)

gdzie D oznacza gęstość względną substancji gazowej (1) w stosunku do substancji gazowej (2), a

M

1

i M

2

odpowiednio masy cząsteczkowe gazów. Wzór ten można wyprowadzić z równania stanu

gazu doskonałego. Związek między gęstościami bezwzględnymi dwóch różnych gazów

wyznaczonych w tej samej temperaturze i przy tym samym ciśnieniu a ich masami cząsteczkowymi

ma postać:

d

1

/d

2

= M

1

/M

2

(1.10)

Iloraz po lewej stronie tego równania nazywamy gęstością względną gazu (1) w stosunku do

gęstości gazu (2) i oznacza się go przez D. Najczęściej podaje się tę wielkość w stosunku do

wodoru lub powietrza.

Jeżeli wzorcem jest wodór, to równanie (1.10) przyjmuje postać:

D

H2

= M

x

/2,016 (1.11)

Jeżeli wzorcem jest powietrze, to równanie (1.8) przyjmie postać:

D

pow

= M

x

/29 (1.12)

Liczba 29 nie jest masą cząsteczkową powietrza, ponieważ jest ono mieszaniną gazów. Jest to

średnia masa 1 mola powietrza, którą można obliczyć, znając gęstość bezwzględną w warunkach

normalnych (patrz równanie 1.7). Dla 1 dm suchego powietrza wynosi ona 1,293 g, stąd masa 1

mola powietrza wyraża się wzorem:

M

pow

= 1,293 22,4 = 29 (1.13)

⋅

Za wzorzec można przyjąć również inny gaz o znanej masie cząsteczkowej.

Klasyfikacja związków nieorganicznych

Związki nieorganiczne dzielimy na cztery podstawowe grupy: tlenki, wodorotlenki, kwasy i sole. W

rozdziale tym wprowadzono, w sposób uproszczony, podstawowe zasady nomenklatury związków

nieorganicznych, zgodnie z wytycznymi Międzynarodowej Unii Chemii Czystej i Stosowanej z

roku 1971.

Tlenki

Tlenek jest to połączenie dowolnego pierwiastka chemicznego z tlenem (z wyjątkiem związków

fluoru z tlenem, które są fluorkami). Jeżeli dany pierwiastek tworzy jeden tlenek, to jego nazwa

zawiera słowo tlenek i nazwę kationu w formie rzeczownikowej (drugi przypadek liczby

pojedynczej), na przykład:

ZnO - tlenek cynku (nie cynkowy),

MgO - tlenek magnezu (nie magnezowy).

Jeżeli dany pierwiastek tworzy więcej niż jedno połączenie z tlenem, wówczas oprócz nazwy

pierwiastka, w nawiasie podany jest jego stopień utlenienia (cyfrą rzymską). Na przykład:

SO

2

- tlenek siarki(IV),

SO

3

- tlenek siarki(VI),

CO

2

- tlenek węgla(IV),

CO - tlenek węgla(II).

Ze względu na właściwości chemiczne, tlenki można podzielić na: tlenki kwasowe, zasadowe,

amfoteryczne. Tlenki nie dające się zaszeregować do żadnej z wymienionych grup, określa się jako

tlenki obojętne.

Tlenek kwasowy (bezwodnik kwasowy) w bezpośredniej reakcji z wodą (lub pośrednio) tworzy

odpowiedni kwas. Tlenek zasadowy (bezwodnik zasadowy) w bezpośredniej reakcji z wodą (lub

pośrednio) tworzy odpowiedni wodorotlenek. Tlenek amfoteryczny wykazuje zarówno właściwości

tlenku kwasowego, jak i zasadowego, w zależności od środowiska reakcji.

Wodorotlenki

Ogólny wzór wodorotlenku można zapisać jako Me(OH), gdzie Me jest metalem na stopniu

utlenienia +n. Dysocjuje on na kation metalu i jony wodorotlenkowe (nie wodorotlenowe):

Me(OH)

n

= Me

n+

+ nOH

-

Uwaga: ładunek jonu podaje się, pisząc najpierw cyfrę oznaczającą stopień utlenienia a następnie

jego znak, a nie odwrotnie. Niektóre wodorotlenki możemy otrzymać w wyniku bezpośredniej

reakcji tlenku metalu z wodą. Dotyczy to wyłącznie tlenków litowców (nie należy używać nazwy

"metale alkaliczne") i berylowców, za wyjątkiem berylu (nie należy używać ani nazwy "metale

ziem alkalicznych", ani "wapniowce").

Na przykład:

Na

2

O + H

2

O = 2NaOH wodorotlenek sodu (a nie zasada sodowa),

CaO + H

2

O = Ca(OH)

2

wodorotlenek wapnia.

Każdemu tlenkowi zasadowemu (a zatem także tlenkowi amfoterycznemu) można przypisać

odpowiedni wodorotlenek, na przykład:

MgO – Mg(OH)

2

wodorotlenek magnezu,

Al

2

O

3

– Al(OH)

3

wodorotlenek glinu.

Nazwę wodorotlenku tworzymy, podobnie jak w przypadku tlenku, to znaczy do słowa

wodorotlenek dodajemy nazwę kationu w formie rzeczownikowej. Jeżeli dany pierwiastek tworzy

więcej niż jeden wodorotlenek, w nazwie musimy dodatkowo podać stopień utlenienia pierwiastka

(cyfrą rzymską). Na przykład :

Fe(OH)

2

- wodorotlenek żelaza(II),

Fe(OH)

3

- wodorotlenek żelaza(III).

Kwasy

Kwasy dzielimy na dwie zasadnicze grupy:

- kwasy tlenowe,

- kwasy beztlenowe.

Przykładami kwasów beztlenowych są:

HF - kwas fluorowodorowy,

HCl - kwas chlorowodorowy (nazwa tradycyjna "kwas solny"),

HBr - kwas bromowodorowy,

HI - kwas jodowodorowy (uwaga: jod ma symbol I, a nie J),

HCN - kwas cyjanowodorowy,

H

2

S - kwas siarkowodorowy.

Pierwsze cztery wymienione powyżej kwasy są roztworami wodnymi połączeń fluorowców (a nie

chlorowców) z wodorem. Ściśle biorąc powinniśmy wzory kwasów beztlenowych pisać z dolnym

indeksem

aq

. (od łacińskiego słowa aqua - woda), ponieważ wzory tych kwasów i połączeń

pierwiastków, wchodzących w skład cząsteczki kwasu, z wodorem są identyczne. Na przykład H

2

S

jest wzorem siarkowodoru (siarczku wodoru), jak również wzorem kwasu siarkowodorowego.

Przykłady kwasów tlenowych :

H

2

CO

3

- kwas węglowy,

H

2

SO

4

- kwas siarkowy(IV),

H

2

SO

4

- kwas siarkowy(VI),

HNO

2

- kwas azotowy(III),

HNO

3

- kwas azotowy(V),

HClO - kwas chlorowy (I),

HClO

4

- kwas chlorowy(VII).

Obecnie w nazwach kwasów wyeliminowano przedrostki nad- i pod- oraz przyrostek -awy,

obowiązuje jedynie przyrostek -owy i podany jest liczbą rzymską stopień utlenienia atomu

niemetalu w reszcie kwasowej (w przypadku gdy dany pierwiastek tworzy więcej niż jeden

bezwodnik kwasowy).

Sole

Sole są to związki metali z resztą kwasową. Sposoby otrzymywania soli można przedstawić w

sposób schematyczny następującymi reakcjami:

a) metal + kwas = sól + wodór,

b) tlenek metalu + kwas = sól + woda,

c) wodorotlenek + kwas = sól + woda (tzw. reakcja zobojętniania),

d) wodorotlenek + sól = nowa sól + nowy wodorotlenek (warunkiem zajścia tej reakcji jest

wytrącenie się jednego produktu w formie osadu),

e) tlenek metalu + tlenek niemetalu = sól,

f) tlenek niemetalu + zasada = sól + woda,

g) kwas + sól = nowy kwas i nowa sól,

h) metal + niemetal = sól (tak można otrzymać tylko sole kwasów beztlenowych).

Konsekwencją podziału kwasów na tlenowe i beztlenowe jest podział soli na sole kwasów

tlenowych i sole kwasów beztlenowych.

Sole kwasów beztlenowych (wybrane przykłady):

NaCl - chlorek sodu,

NaI - jodek sodu,

KBr - bromek potasu,

K

2

S - siarczek potasu.

Sole kwasów tlenowych (wybrane przykłady):

CaCO

3

- węglan wapnia,

NaNO

2

- azotan(III) sodu,

KNO

3

- azotan(V) potasu,

NaClO - chloran(I) sodu,

NaClO

2

- chloran(III) sodu,

NaClO

3

- chloran(V) sodu,

CuSO

4

- siarczan(VI) miedzi(II).

Nazwa soli skalda się zawsze z dwóch wyrazów: pierwszy z nich określa nazwę reszty kwasowej,

natomiast drugi określa nazwę kationu metalu wchodzącego w skład soli. Sole kwasów

beztlenowych mają końcówki ek, sole kwasów tlenowych natomiast wyłącznie końcówki -an (nie

używa się ani przedrostków nad-, pod- ani końcówki -yn lub -in). W nazwie soli konieczne jest

podanie stopnia utlenienia niemetalu w reszcie kwasowej i kationu metalu wchodzącego w skład

soli.

Sole można podzielić na:

- sole obojętne,

- wodorosole,

- hydroksosole.

Sole obojętne powstają w reakcji zobojętniania, w której następuje całkowite podstawienie

kationów wodoru w kwasie przez jony metalu pochodzące z wodorotlenku. Np. w reakcji :

H

2

SO

4

+ 2 NaOH = Na

2

SO

4

+ 2 H

2

O

powstaje obojętny siarczan(VI) sodu.

Jeżeli zamiast dwóch moli w reakcji bierze udział jeden mol wodorotlenku sodu, to nastąpi

niecałkowite zastąpienie jonów wodoru w kwasie, zgodnie z równaniem:

H

2

SO

4

+ NaOH = NaHSO

4

+ H

2

O

i utworzy się wodorosiarczan(VI) sodu.

W cząsteczkach wodorosoli, oprócz metalu i reszty kwasowej, znajdują się kationy wodoru

(wodorosole mogą tworzyć tylko te kwasy, które zawierają dwa lub więcej jonów wodoru zdolnych

do odszczepienia się w procesie dysocjacji elektrolitycznej).

Wodorosole (wybrane przykłady):

KHCO

3

- wodorowęglan potasu,

Mg(HCO

3

)

2

- wodorowęglan magnezu,

KHSO

4

- wodorosiarczan(VI) potasu,

CaHPO

4

- wodorofosforan(V) wapnia,

NaH

2

PO

4

- dwuwodorofosforan(V) sodu.

Hydroksosole (wodorotlenosole) są solami, które powstają w reakcji zobojętniania, przy czym

następuje niecałkowite podstawienie grup wodorotlenkowych w cząsteczce wodorotlenku przez

resztę kwasową.

Na przykład:

Al(OH)

3

+ HCl = Al(OH)

2

Cl + H

2

O

lub

Al(OH)

3

+ 2 HCl = 2Al(OH)Cl

2

+ 2 H

2

O

W cząsteczkach tych soli oprócz kationu metalu i reszty kwasowej znajdują się także grupy OH

-

(sole te mogą powstawać w reakcji zobojętniania wodorotlenków zawierających więcej niż jedną

grupę OH

-

).

Hydroksosole (wybrane przykłady):

CaCl(OH) - chlorek wodorotlenek wapnia,

MgCl(OH) - chlorek wodorotlenek magnezu,

Al(OH)

2

Cl - chlorek dwuwodorotlenek glinu,

Al(OH)Cl

2

- dwuchlorek wodorotlenek glinu.

W nazwach tych soli nazwy anionów piszemy w porządku alfabetycznym, który może być inny niż

we wzorach. W nazwach zarówno wodorosoli, jak i hydroksosoli uwzględnia się ilość

pozostających w soli kationów wodoru lub grup wodorotlenkowych.