1

ELEMENTY SYSTEMATYKI ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH. NAZEWNICTWO ZWIĄZKÓW

NIEORGANICZNYCH

TLENKI - są to związki tlenu z metalami i niemetalami, w których atomy tlenu lub jony tlenkowe tworzą wiązania
tylko z danym pierwiastkiem a nie łączą się między sobą. Związki, w których występuje wiązanie pomiędzy

atomami tlenu noszą nazwę nadtlenków (np. H

2

O

2

, Na

2

O

2

).

Nazewnictwo tlenków (system Stocka)
W nazwie pojawia się najpierw słowo tlenek a następnie nazwa pierwiastka tworzącego tlenek w dopełniaczu i
stopień utlenienia tego pierwiastka podany w nawiasie cyfrą rzymska (w przypadku, gdy pierwiastek tworzy tylko
jeden tlenek stopień utlenienia pomijamy) np.
Na

2

O - tlenek sodu

SO

2

- tlenek siarki(IY)

SO

3

- tlenek siarki(YI)

Cu

2

O - tlenek miedzi(I)

CuO - tlenek miedzi(II)

PODZIAŁ TLENKÓW

Rodzaj

tlenku

Właściwości chemiczne

Przykłady

Uwagi

Z

A

S

A

D

OWE

•

reaguj ą z kwasami
tworząc sole;

•

nie reaguj ą z
zasadami

Na

2

O + 2HCl → 2NaCl + H

2

O

CaO + H

2

SO

4

→ CaSO

4

+ H

2

O

Na

2

O + H

2

O → 2NaOH

tlenki zasadowe dzielą się na:

•

reagujące z wodą np. tlenki
litowców i berylowców (bez Be)
(tzw. bezwodniki zasadowe)

•

nie reagujące z wodą np. Cu

2

O,

CrO (tlenki pierwiastków bloku d
na najniższych stopniach

utlenienia)

K

WA

S

OWE

•

reagują z
zasadami

tworząc sole;

•

nie reagują z
kwasami

SO

3

+ 2NaOH → Na

2

SO

4

+ H

2

O

SiO

2

+ 2NaOH → Na

2

SiO

3

+ H

2

O

IV III V
NO

2

+ H

2

O → HNO

2

+ HNO

3

↑ nie jest bezwodnikiem
kwasowym (choć tworzy w reakcji
z wodą kwasy

V V
N

2

O

5

+ H

2

O -> 2HN0

3

↑ bezwodnik kwasowy

tlenki kwasowe dzielą się na:

•

reagujące z wodą np. C0

2

, S0

2

•

nie reagujące z wodą np. SiO

2

•

bezwodniki kwasowe - tlenki
metali bloku d na najwyższych
możliwych stopniach utlenienia i

tlenki niemetali, które w reakcji z
wodą tworzą kwasy, w których

pierwiastek tworzący kwas jest
na tym samym stopniu utlenienia

co w tlenku

A

M

F

OT

E

R

Y

C

Z

N

E

reagują zarówno z

mocnymi kwasami jak
i mocnymi zasadami

A1

2

O

3

+ 6HC1 → 2A1C1

3

+ 3 H

2

O

A1

2

O

3

+ 2NaOH + 3H

2

O -→

2Na[Al(OH)

4

]

Cr

2

O

3

+ 6HC1 → 2CrCl

3

+ 3 H

2

O

Cr

2

O

3

+ 2NaOH + 3H

2

O

→

2Na[Cr(OH)

4

]

ZnO + H

2

SO

4

→ ZnSO

4

+ H

2

O

ZnO + 2NaOH + H

2

O →

Na

2

[Zn(OH)

4

]

nie reagują zwykle z wodą.

Należą do grupy pierwiastków grup
głównych leżących wzdłuż przekątnej w

układzie okresowym od wodoru do At
oraz tlenki pierwiastków bloku d na

pośrednich stopniach utlenienia

OB

OJĘ

T

N

E

nie reagują ani z kwasami
ani zasadami

NO, CO, N

2

O

nie reagują z wodą

2

METODY OTRZYMYWANIA TLENKÓW

Metoda

Przykład

Utlenianie pierwiastków

C + O

2

→ CO

2

Utlenianie tlenków

2CO + 0

2

→ 2CO

2

Redukcja tlenków

Fe

2

0

3

+ C → 2FeO + CO

Rozkład tlenków

N

2

O

3

→ NO + NO

2

Rozkład termiczny wodorotlenków

2Fe(OH)

3

→ Fe

2

O

3

+ 3H

2

O

Rozkład termiczny soli

CaCO

3

→ CaO + CO

2

Spalanie związków organicznych

CH

4

+ 2O

2

→ CO

2

+ 2H

2

O (spalanie całkowite)

CH

4

+ 3/2O

2

→ CO + 2H

2

O (półspalanie)

WŁAŚCIWOŚCI FIZYCZNE TLENKÓW
Tlenki metali są ciałami stałymi o dość dużej gęstości i wysokiej temperaturze topnienia. Są związkami o budowie
jonowej. W stanie ciekłym przewodzą prąd elektryczny.

Tlenki metali nie rozpuszczają się w wodzie. Jedynie tlenki litowców i berylowców(bez Be) reagują z wodą.
Tlenki niemetali to najczęściej gazy, ciecze lub ciała stałe.

WŁAŚCIWOŚCI TLENKÓW A UKŁAD OKRESOWY

W okresie następuje przejście od tlenków zasadowych do kwasowych
W grupie (w miarę wzrostu liczby atomowej)

•

ROŚNIE reaktywność tlenków zasadowych

•

MALEJE reaktywność tlenków kwasowych

WODORKI - są to połączenia wodoru z innymi pierwiastkami typu: EH

n

lub H

n

E gdzie: n - wartościowość

pierwiastka E (np. LiH, H

2

S, HCl) Nazewnictwo wodorków:

•

typu EH

n

- w nazwie pojawia się słowo „wodorek" a następnie nazwa pierwiastka E tworzącego ten

wodorek w dopełniaczu (np. LiH - wodorek litu)

•

typu H

n

E - pierwszy człon nazwy stanowi nazwa pierwiastka z końcówką ,,-ek" a drugi słowo „wodoru"

np. H

2

S - siarczek wodoru. Dopuszczalne w przypadku wodorków niemetali jest nazewnictwo

jednowyrazowe - w takim przypadku nazwa tworzona jest w ten sposób, że nazwa pierwiastka
tworzącego dany „wodorek" łączy się z wyrazem wodór w jedno słowo za pomocą litery „o" np. H

2

S -

siarkowodór, HI -jodowodór

PODZIAŁ WODORKÓW

Typ wodorku

Właściwości

chemiczne

Przykłady

Uwagi

wodorki typu

soli

charakter
zasadowy i

redukujący

NaH + H

2

O →2NaOH + H

2

CaH

2

+ 2H

2

O → Ca(OH)

2

+ 2H

2

•

wodorki te tworzą metale grupy 1 i
2 (z wyjątkiem Be i Mg)

•

wodór występuje w nich na - I

stopniu utlenienia

wodorki

kowalencyjne

wodorki tego
typu wykazują

zarówno
charakter:

zasadowy (NH

3

)

kwasowy (HC1)

obojętny (CH

4

)

amfoteryczny
(H

2

0)

NH

3

+ H

2

0 → NH

4

+

+ OH

-

HCl + H

2

O → H

3

O

+

+ Cl

-

H

2

0

(c)

+ H

2

0

(c)

→ H

3

0

+

(c)

+ OH-

(C)

NH

3(C)

+NH

3(C)

→NH

4

+

(C)

+ NH

2

-

(C)

•

wodór występuje w nich na +1
stopniu utlenienia

•

wiązania w cząsteczkach tych
wodorków są kowalencyjne

-

tworzą je pierwiastki grup 14 i 17
oraz bor

-

wodorki grupy 1 7 tworzą kwasy
beztlenowe, których moc rośnie

w szeregu:

HF<HCl<HBr<HI

wodorki

metaliczne

właściwości

fizyczne zbliżone
do metali

(połysk,
przewodnictwo

elektryczne)

PdH

0,6

- każdy atom Pd ma na

orbitalach deficyt elektronowy,
który musi być uzupełniony

elektronami

pochodzącymi

od

zaadsorbowanego

wodoru.

W

temperaturze pokojowej pallad
absorbuje 900 razy większą od

własnej objętość wodoru

połączenia wodoru z pierwiastkami bloku

d

OTRZYMYWANIE - najczęściej bezpośrednia synteza pierwiastków z wodorem

np. N

2

+ 3H

2

-> 2NH

3

3

WODOROTLENKI - stanowią grupę związków o wzorze ogólnym X(OH)

m

gdzie; X - oznacza metal o

wartościowości m

Nazewnictwo wodorotlenków:

Nazwy wodorotlenków są dwuczłonowe. Pierwszy człon nazwy stanowi słowo „wodorotlenek", drugą nazwa
metalu, przy której podaje się jego stopień utlenienia (cyfrą rzymską w nazwie). Jeśli metal ma tylko jedną

wartościowość, to pomijamy ją w nazwie, np.:
NaOH - wodorotlenek sodu

Fe(OH)

2

- wodorotlenek żelaza(II)

Fe(OH)

3

- wodorotlenek żelaza(III)

PODZIAŁ WODOROTLENKÓW

Typ

wodorotlenku

Właściwości

chemiczne

Przykłady

Uwagi

ZASADOWE

reagują z kwasami nie

reagują z zasadami

Ca(OH)

2

+ 2HCl → CaCl

2

+ 2H

2

O

większość jest dobrze

rozpuszczalna w wodzie ale

nie wszystkie np.

Mg(OH)

2

↓

, biały

AMFOTERYCZNE

reagują z mocnymi

kwasami i mocnymi

zasadami, tworząc

rozpuszczalne

hydrolizujące sole

Zn(OH)

2

+ 2HCl → ZnCl

2

+ 2H

2

O

Zn(OH)

2

+ 2NaOH→ Na

2

[Zn(OH)

4

]

zwykle są trudno

rozpuszczalne w wodzie

Inny podział wodorotlenków

1)

ze względu na rozpuszczalność w wodzie:

a)

dobrze rozpuszczalne w wodzie np. NaOH, KOH

b)

trudno rozpuszczalne w wodzie np. Mg(OH)

2

, Cu(OH)

2

2)

ze względu na przebieg dysocjacji

•

mocne zasady - wodorotlenki litowców i berylowców (z wyjątkiem Be(OH)

2

)

•

słabe zasady np. Fe(OH)

2

METODY OTRZYMYWANIA WODOROTLENKÓW

Metoda

Przykład

Uwagi

reakcja tlenku metalu z
wodą

Na

2

O + H

2

O → 2NaOH

CaO + H

2

O → Ca(OH)

2

- otrzymany roztwór ma charakter zasadowy
- metoda dotyczy tlenków rozpuszczalnych

w wodzie np. tlenków litowców i
berylowców (z wyjątkiem berylu)

reakcja metalu z wodą

2Na + 2H

2

O → 2NaOH + H

2

Ca + 2H

2

O → Ca(OH)

2

+ H

2

- z wodą reagują litowce i berylowce ( z

wyjątkiem berylu)

reakcja wymiany
podwójnej, w wyniku

której tworzy się
wodorotlenek trudno

rozpuszczalny w wodzie

CuSO

4

+ 2NaOH → Cu(OH)

2

↓

+Na

2

SO

4

FeCl

3

+ 3KOH → Fe(OH)

3

↓

+ 3KCl

- rozpuszczalność wodorotlenków patrz
tabela rozpuszczalności

4

WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE

Rodzaj właściwości

Przykład

Uwagi

dysocjują w wodzie z
odczynem zasadowym

NaOH → Na

+

+ OH

-

wodorotlenki amfoteryczne i trudno

rozpuszczalne w wodzie pH ≈ 7

reagują z kwasami

Ca(OH)

2

+ 2HCl → CaCl

2

+ 2H

2

O

Al(OH)

3

+ 3HC1 → AlCl

3

+ 3H

2

O

dotyczy zarówno wodorotlenków
zasadowych jak i amfoterycznych

reagują z zasadami

A1(OH)

3

+ NaOH → Na[Al.(OH)

4

]

dotyczy tylko wodorotlenków

amfoterycznych

reagują z tlenkami

kwasowymi

2NaOH + SO

3

→ Na

2

SO

4

+ H

2

O

2A1(OH)

3

+ 3SO

3

→ A1

2

(SO

4

)

3

+ 3H

2

O

w przypadku wodorotlenków

amfoterycznych powinny to być bezwodniki
mocnych kwasów

reagują z metalami

elektroujemnymi
mogącymi tworzyć

wodorotlenki
amfoteryczne

Zn + 2NaOH + 2H,O → Na,[Zn(OH)

4

] + H

2

Al + NaOH + 3H

2

0 → Na[Al(OH)

4

] + 3/2H

2

muszą to być mocne wodorotlenki, np.

NaOH, KOH

mogą ulegać

rozkładowi
termicznemu

Cu(OH)

2

→ CuO + H

2

O

2Fe(OH)

3

→ Fe

2

O

3

+ 3H

2

O

dotyczy to głównie wodorotlenków

pierwiastków bloku d

KWASY - są to związki o wzorze ogólnym

H

n

R

gdzie: R - reszta kwasowa
n - wartościowość reszty kwasowej

Nazewnictwo kwasów:

Nazwy kwasów beztlenowych są dwuczłonowe. Składają się z wyrazów: „kwas" i rdzenia nazwy pierwiastka
będącego resztą kwasową z końcówką '-wodorowy", np.

HF - kwas fluorowodorowy
HCl - kwas chlorowodorowy (nazwa zwyczajowa: solny)

Nazwy kwasów tlenowych (oksokwasów) są również dwuczłonowe. Składają się z wyrazów „kwas" i nazwy
pierwiastka tworzącego kwas w formie przymiotnikowej.

•

w przypadku, gdy pierwiastek na różnych stopniach utlenienia tworzy kilka kwasów, to przy ich nazwie
podaje się stopień utlenienia pierwiastka ( w nawiasie cyfrą rzymską)

•

w przypadku, gdy pierwiastek tworzy kilka kwasów na tym samym stopniu utlenienia, to konieczne jest
dodanie do drugiej części nazwy odpowiedniego przedrostka np. orto-, meta- (ten sposób nazewnictwa

wychodzi już z użycia)

•

kwasy zawierające w cząsteczce kilka atomów pierwiastka tworzącego kwas mają przed nazwą tego
pierwiastka dodane odpowiednie przedrostki określające liczbę atomów tego pierwiastka np. di- tri-

H

2

SO

3

- kwas siarkowy(IV)

H

2

SO

4

- kwas siarkowy(VI)

H

2

SiO

3

- kwas metakrzemowy

H

4

SiO

4

- kwas ortokrzemowy(IV)

H

2

S

2

O

8

- kwas nadtlenodisiarkowy(VI)

5

OTRZYMYWANIE KWASÓW

Metoda

Przykład

Uwagi

reakcja tlenku niemetalu
(bezwodnika

kwasowego) z wodą

S0

2

+ H

2

O → H

2

S0

3

otrzymywanie kwasów tlenowych

rozpuszczanie w wodzie
wodorku niemetalu

HCl

(g)

+ H,O → H

3

O

+

(C)

+ Cl

-

c)

tworzenie kwasów beztlenowych

reakcja soli z kwasami

Na

2

SiO + 2HC1 → 2NaCl + H

2

SiO

3

↓

2NaCl + H

2

SO

4

→ Na

2

SO

4

+ 2HCl↑

CH

3

COONa + HCl → CH

3

COOH + NaCl

powstający produkt musi być albo:

- słabo rozpuszczalny w wodzie
- lotny

- lub słabo zdysocjowany

6

WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE

Rodzaj

właściwości

Przykład

Uwagi

moc kwasu

tlenowego

•

rośnie ze wzrostem elektroujemności
atomu centralnego reszty kwasowej w
okresie: np.

H

3

P0

4

< H

2

S0

4

< HClO

4

w grupie np.

HIO<HBrO<HClO

•

w przypadku kwasów tego samego
pierwiastka rośnie ze wzrostem liczby
atomów tlenu np.

HClO < HClO

2

< HClO

3

< HClO

4

beztlenowego

•

rośnie ze wzrostem elektroujemności w
obrębie okresu np.

H

2

S < HC1

•

maleje ze wzrostem elektroujemności
w obrębie grupy np.

HI > HBr > HC1

reagują z
wodorotlenka
mi

HCl + NaOH → NaCl +H

2

O

tworzenie soli kwasów beztlenowych i
tlenowych

reagują z
tlenkami

metali

CaO + 2HCl → CaCl

2

+ H

2

O

A1

2

O

3

+ 3H

2

SO

4

→

A1

2

(SO

4

)

3

+ 3H

2

0

z tlenkami amfoterycznymi tylko mocne
kwasy

reagują z

metalami

Al + 3HCl → AlCl

3

+ 3/2H2↑

3Cu + 8HN0

3(rozc)

. → 3Cu(NO

3

)

2

+ NO↑+ 4H

2

O

Cu + 4HNO

3(stęż)

→ Cu(NO

3

)

2

+ 2N0

2

↑

+ 2H

2

O

2A1 + 3H

2

S0

4(rozc)

→ A1

2

(SO

4

)

3

+ 3H

2

↑

Al + H

2

SO

4(stęż)

→

pasywacja

Al + HNO

3(stęż)

→

pasywacja

•

kwasy nieutleniające z metalami
elektroujemnymi z utworzeniem soli i

wodoru

•

utleniające mogą również reagować z
metalami elektrododatnimi z

utworzeniem soli i odpowiedniego
tlenku (anion kwasu tlenowego pełni

rolę utleniacza)

•

stężone kwasy utleniające (H

2

SO

4

,

HNO

3

) pasy wuj ą niektóre metale

reakcje
wymiany
podwójnej

2NaCl + H

2

SO

4

→ Na

2

SO

4

+ 2HCl

BaCl

2

+ H

2

SO

4

→ BaSO

4

↓

+ 2HCl

Na

2

CO

3

+ H

2

SO

4

→ Na

2

SO

4

+ 2H

2

O + CO

2

•

kwas mocniejszy wypiera słabszy z
jego soli

•

przy porównywalnej mocy kwasów
kwas trudniej lotny (H

2

SO

4

)

wypiera łatwiej lotny (HC1) z jego
soli

•

wymiana zachodzi również, gdy
produkt opuszcza środowisko
reakcji

SOLE - możemy traktować jako produkty reakcji kwasów z zasadami (aczkolwiek jest to tylko jeden ze sposobów

otrzymywania soli)

7

SOLE PROSTE – zawierają jeden rodzaj kationów i jeden rodzaj anionów: Me

n

R

m

gdzie: Me - kation metalu (prosty np. Al

3t

lub złożony NH

4

+

)

R - anion reszty kwasowej (anion prosty np. Cl

-

lub złożony SO

4

2-

)

n i m - indeksy stechiometryczne (podlegają regule krzyżowej analogicznie do tlenków)
NAZEWNICTWO SOLI PROSTYCH

Nazwy soli prostych są dwuczłonowe:

pierwszy człon dotyczy reszty kwasowej a drugi podaje nazwę kationu

zarówno w przypadku kationu jak i anionu zwykle podaje się stopień utlenienia metalu tworzącego
kation (w przypadku gdy może on występować na różnych stopniach utlenienia) i atomu centralnego

reszty kwasowej np.

Fe

2

(SO

4

)

3

- siarczan(VI) żelaza(III)

FeCl

3

- chlorek żelaza(III)

Na

2

SO

3

- siarczan(IV) sodu

WODOROSOLE („sole kwaśne") - sole proste kwasów wieloprotonowych: Me„(HR)

m

gdzie: Me - kation metalu (prosty np. Al

3+

lub złożony NH

4

+

)

HR - wodoroanion reszty kwasowej np. HSO

4

-

, H

2

PO

4

-

n i m - indeksy stechiometryczne (podlegają regule krzyżowej)

NAZEWNICTWO WODOROSOLI

nazwy wodorosoli tworzy się analogicznie jak zostało to opisane w przypadku soli prostych, przy czym

dodaje się przed nazwą reszty kwasowej przedrostek wodoro- (w przypadku gdy wodoroanion zawiera
więcej niż jeden atom wodoru - dodatkowo przedrostek liczebnikowy np. di-, tri-) np.

NaH

2

PO

4

- diwodorofosforan(V) sodu

NaH

3

P

2

O

7

- triwodorodifosforan(V) sodu

NaHSO

4

- wodorosiarczan(VI) sodu

SOLE PODWÓJNE

Jeśli pochodzą od kwasów wieloprotonowych zawierają dwa rodzaje kationów np. ałuny

I III

Me

2

SO

4

Me

2

(SO

4

)

3

24H

2

O

gdzie: Me

I

- to np. K

+

, Na

+

, NH

4

+

Me'"- to np. Al

3+

,Fe

3+

,Cr

3+

(Ałuny wykazują zjawisko izomorfizmu - krystalizują w tej samej postaci krystalograficznej)

jeśli pochodzą od wodorotlenków polihydroksylowych zawierają dwa rodzaje anionów np. hydroksosole

Hydroksosole - zbudowane są z co najmniej trzech rodzajów jonów: Me

n

(OH)

x

R

m

gdzie: Me - kation metalu

OH - anion wodorotlenkowy
R - anion reszty kwasowej
n, x i m - indeksy stechiometryczne (wzory hydroksosoli nie podlegają, tak jak i pozostałych soli
podwójnych, regule krzyżowej)

NAZEWNICTWO SOLI PODWÓJNYCH
nazwa soli podwójnej powinna zawierać w kolejności:

liczbę cząsteczek wody (jeśli dana sól jest hydratem)

nazwę anionu (lub anionów)

nazwę kationu (lub kationów w kolejności alfabetycznej)

np. (NH

4

)

2

SO

4

Fe

2

(SO

4

)

3

24H

2

O skrócona forma NH4Fe(SO

4

)

2

12H

2

O 12-hydrat siarczanu(VI) amonu i

żelaza(III)
CaCO

3

Cu(OH)

2

skrócona forma [CuOH]

2

CO

3

węglan diwodorotlenek dimiedzi(II) (węglan hydroksomiedzi(ll))

SOLE UWODNIONE (hydraty) - są to sole zawierające w swoim składzie tzw. wodę krystalizacyjną

np. CuSO

4

5H

2

O, BaCl

2

2H

2

O

8

METODY OTRZYMYWANIA SOLI PROSTYCH

Metoda

Przykład

Uwagi

reakcja metali z

kwasami

Zn + 2HCl → ZnCl

2

+ H

2

↑

Cu + 4HNO

3

→ Cu(NO

3

)

2

+ 2NO

2

↑

+ 2H

2

O

kwasy beztlenowe reagują wyłącznie

z metalami elektroujemnymi

reakcje metali z

mocnymi zasadami

Zn + 2NaOH + 2H

2

O → Na

2

[Zn(OH)

4

] + H

2

↑

reakcji tej ulegają wyłącznie metale

elektroujemne mogące tworzyć
wodorotlenki amfoteryczne

reakcje tlenków
zasadowych z kwasami

CaO + 2HCl → CaCl

2

+ H

2

O

Na

2

O + H

2

SO

4

→ Na

2

SO

4

+ H

2

O

powstająca sól powinna być
rozpuszczalna w wodzie

reakcje tlenków

kwasowych z zasadami

SO

3

+ 2NaOH → Na

2

SO

4

+ H

2

O

CO

2

+ NaOH → NaHCO

3

powstają sole kwasów tlenowych

reakcje tlenków

zasadowych z
kwasowymi

SO

3

+ Na

2

O → Na

2

SO

4

powstają sole kwasów tlenowych

reakcje metali z

niemetalami

Fe + S → FeS

powstają sole kwasów beztlenowych

reakcje kwasów z

zasadami

NaOH + HCl → NaCl + H

2

O

NaOH + H

3

PO

4

→ NaH

2

PO

4

+ H

2

O

Al(OH)

3

+ HCl → Al(OH)

2

Cl + H

2

O

reakcje całkowitego lub częściowego

zobojętnienia (powstają wtedy
wodoro- lub hydroksosole)

wymiana podwójna w

oparciu o różnice w
mocy lub lotności

kwasów

Na

2

CO

3

+ 2HCl → 2NaCl + CO

2

+ H

2

O

2NaCl + H

2

SO

4

→ Na

2

SO

4

+ 2HCl

kwas mocniejszy wypiera słabszy z

jego soli
kwas trudniej lotny wypiera łatwiej

lotny z jego soli

wymiana podwójna w

oparciu o różnice w
rozpuszczalności soli

AgNO

3

+ HCl → AgCl↓ + HNO

3

patrz tablica rozpuszczalności

reakcje soli z tlenkami
kwasowymi

CaCO

3

+ CO

2

+ H

2

0 → Ca(HC0

3

)

2

tworzenie wodorosoli