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