Systematyka związków nieorganicznych – wykład

1. Związki binarne

Binarne związki tlenu
Binarne związki wodoru

2. Kwasy

Nazewnictwo kwasów beztlenowych
Nazewnictwo oksokwasów (kwasów tlenowych)

3. Wodorotlenki

4. Sole

Sole proste
Sole uwodnione
Wodorosole
Sole podwójne, potrójne itd.
Oksosole
Hydroksosole

5. Nomenklatura koordynacyjna

Klasyfikacja i zasady nazewnictwa:

1. Związki binarne

Najprostszymi związkami chemicznymi pod względem jakościowym są – jeśli nie liczyć samych pier-

wiastków w postaci konkretnej cząsteczki czy kryształu – połączenia składające się z dwóch pierwiastków, czy-

li związki binarne.

Związek binarny to związek składający się z atomów dwóch pierwiastków, ale niekoniecznie mają-

cy cząsteczki złożone z dwóch atomów.

Zgodnie z definicją do związków binarnych należą: CO, HCl, HF, ale także NaCl, Li

2

O, CaF

2

(które jako

związki jonowe nie występują w postaci cząsteczek) oraz SO

2

, CH

4

, SiF

4

, NH

3

(ich cząsteczki zawierają więcej

niż dwa atomy, ale są to atomy tylko dwóch pierwiastków).

Przy zapisywaniu wzorów sumarycznych związków binarnych obowiązuje zasada, że najpierw zapisuje

się pierwiastek mniej elektroujemny (spolaryzowany dodatnio lub tworzący kation), a potem pierwiastek bar-

dziej elektroujemny (spolaryzowany ujemnie lub tworzący anion). Od tej reguły dopuszcza się nieliczne wyjąt-

ki wynikające z chemicznej tradycji, na przykład CH

4

, NH

3

.

Wzory sumaryczne przedstawia się w postaci, dla której stosunek ilościowy atomów jest najprostszy.

Wyjątkiem są związki o ściśle określonych cząsteczkach, np. H

2

O

2

, P

4

O

10

zamiast: HO, P

2

O

5

.

Nazwy związków binarnych tworzy się najczęściej czytając wzory od końca, przy czym bardziej ujemna

część związku nosi nazwę składającą się z nazwy pierwiastka i końcówki -ek, a po niej następuje nazwa pier-

wiastka bardziej dodatniego w dopełniaczu. W przypadku niektórych grup tych związków pojawiają się dodat-

kowe reguły. Istnieją dwa popularne systemy nazewnictwa związków chemicznych, umożliwiające two-

rzenie nazw systematycznych wszystkich związków nieorganicznych: system liczebnikowy i system Stoc-

ka.

W przypadku systemu liczebnikowego podaje się liczby atomów poszczególnych pierwiastków, idąc od

końca wzoru sumarycznego i używając przedrostków greckich mono- (najczęściej pomijany), di-, tri-, tetra-

penta-, heksa- itd. Zgodnie z tymi zasadami:

CO – (mono)tlenek węgla

CO

2

– ditlenek węgla

Al

2

O

3

– tritlenek diglinu

PBr

5

– pentabromek fosforu

P

4

O

10

– dekatlenek tetrafosforu

W przypadku bardziej skomplikowanego systemu Stocka proporcje pierwiastków wchodzących w skład

związku określa się z zastosowaniem stopni utlenienia. W nazwach związków stopień utlenienia podaje się w

nawiasie (między nazwą związku a nawiasem nie stawia się spacji) po nazwie pierwiastka, grupy pierwiast-

ków, związku. Jeżeli pierwiastek przyjmuje jeden stopień utlenienia, nie podaje się go. Do tej grupy należą:

wodór, litowce, berylowce, skandowce, cyrkon, hafn, cynk, kadm, bor, glin, krzem.

W niektórych przypadkach stosuje się dodatkowo greckie przedrostki liczebnikowe mono-, di-, tri-, tetra-

penta-, heksa- itd. (gdy dany pierwiastek występuje w związku na różnych stopniach utlenienia).

Stopnie utlenienia określa się za pomocą cyfr rzymskich (tak dla stopni dodatnich, jak i ujemnych!) i

zera. Znak stopnia utlenienia zaznacza się tylko w przypadku wartości ujemnych. Polaryzację pierwiastków

tworzących wiązanie określa się na podstawie wartości elektroujemności oraz definicji, że

Stopień utlenienia to ładunek, jaki przyjąłby dany atom, gdyby wiązanie, które tworzy, było całko-

wicie jonowe.

Zgodnie z tą definicją maksymalny stopień utlenienia (nie zawsze osiągany i osiągalny) jest równy liczbie elek-

tronów walencyjnych, zaś minimalny – liczbie „wolnych miejsc” na powłoce walencyjnej. W praktyce stopnie

utlenienia pierwiastków w związkach otrzymywanych w reakcjach chemicznych mieszczą się w przedziale od

–IV do VIII. Stopień utlenienia pierwiastka w związku chemicznym może być równy zero i może przyjmować

wartość inną niż liczba utworzonych wiązań (wartościowość).

Przykłady nazw systematycznych wg systemu Stocka:

CO – tlenek węgla(II)

CO

2

– tlenek węgla(IV)

Al

2

O

3

– tlenek glinu

PBr

5

– bromek fosforu(V)

P

4

O

10

– tlenek fosforu(V)

SF

4

– fluorek siarki(IV)

NaNO

2

– azotan(III) sodu

CuSO

4

– siarczan(VI) miedzi(II)

Stopnie utlenienia pierwiastków w związkach określa się na podstawie znajomości stopni utlenienia pewnej

grupy pierwiastków (litowce zawsze I, berylowce zawsze II, tlen najczęściej –II, fluorowce w związkach binar-

nych –I, wodór I lub –I itp.) oraz zasady, że cząsteczka związku chemicznego jest zawsze elektrycznie obojętna

(w przypadku związków jonowych dotyczy to teoretycznej „cząsteczki” o składzie podanym przez wzór suma-

ryczny).

Do najważniejszych grup związków binarnych należą związki tlenu, związki wodoru oraz związki nieme-

tali grup 16. i 17., które z formalnego punktu widzenia można traktować jako sole kwasów beztlenowych i zo-

staną one omówione przy solach.

Binarne związki tlenu
Tlen w większości związków binarnych występuje na ujemnych stopniach utlenienia (w przypadku pochodnych

ozonu – na ujemnym średnim stopniu utlenienia). Wyjątek stanowią związki z fluorem, który jest bardziej elek-

troujemny niż tlen: fluorek tlenu(II) OF

2

i difluorek ditlenu O

2

F

2

. Tlen może jednak tworzyć różne aniony, a na-

zwa związku binarnego tlenu zależy od tego, jaki anion tlenkowy wchodzi w jego skład.

Wzór anio-

nu

Stopień utlenienia tle-

nu

(* – formalny)

Nazwa

Przykłady związków

(nazwy w systemie Stocka)

O

2–

–II

tlenek

CaO – tlenek wapnia
FeO – tlenek żelaza(II)
Fe

2

O

3

– tlenek żelaza(III)

WO

3

– tlenek wolframu(VI)

2
2

O

−

–I

nadtlenek

H

2

O

2

– nadtlenek wodoru

BaO

2

– nadtlenek baru

2

O

−

–½*

ponadtlenek KO

2

– ponadtlenek potasu

3

O

−

–1/3*

ozonek

RbO

3

– ozonek rubidu

Dopuszczalne, ale niezalecane, są nazwy: dwutlenek węgla (CO

2

), tlenek węgla (CO), dwutlenek siarki (SO

2

),

trójtlenek siarki (SO

3

), dwutlenek azotu (NO

2

) i tlenek azotu (NO).

Nazwy tlenków mieszanych (zawierających jeden pierwiastek na różnych stopniach utlenienia) tworzy się, wy-

mieniając stopnie utlenienia w rosnącej kolejności i stosując, jeśli potrzeba, liczebniki greckie; na przykład:

Fe

3

O

4

≡

II

III

II

2

4

Fe Fe O

−

– tlenek żelaza(II) diżelaza(III)

Metale tworzą w ogromnej większości tlenki zasadowe i amfoteryczne, półmetale – tlenki kwasowe i am-

foteryczne, niemetale zaś - tlenki kwasowe. Należy pamiętać, że tlenki niektórych metali bloku d na naj-

wyższych stopniach utlenienia, np. CrO

3

, Mn

2

O

7

, mają charakter kwasowy. Każdy okres (z wyjątkiem

pierwszego) rozpoczyna się tlenkiem zasadowym, a kończy kwasowym. W danej grupie właściwości zasa-

dowe tlenków wzrastają wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka.

Binarne związki wodoru
Związki te najczęściej nazywa się łącznie wodorkami, aczkolwiek wodór jest spolaryzowany ujemnie tylko w

połączeniach z najmniej elektroujemnymi pierwiastkami: głównie litowcami, berylowcami, borem i glinem.

Konkretne nazwy binarnych związków wodoru tworzy się zgodnie z zasadami określonymi wcześniej:

CaH

2

– wodorek wapnia

WH

6

– wodorek wolframu(VI)

HCl – chlorek wodoru

HI – jodek wodoru

Dla wielu związków wodoru z niemetalami częściej używa się dopuszczalnych nazw zwyczajowych podanych

w poniższej tabeli.

Wzór Nazwa zwyczajowa (zalecana) Nazwa systematyczna
B

2

H

6

–

diborowodór(6) lub diboran(6)

CH

4

metan

metan

SiH

4

silan

silan

NH

3

amoniak

azan

N

2

H

4

hydrazyna

diazan

PH

3

fosfina

fosfan

H

2

O

woda

oksydan

H

2

S

siarkowodór

sulfan

H

2

Se

selenowodór

selan

H

2

Te tellurowodór

tellan

Związki z wodorem charakteryzują się różną budową, która pociąga za sobą różne zachowanie wobec wody.

Wodorki litowców, Ca, Ba, Ra w reakcji z wodą dają odpowiednie wodorotlenki i wodór. Związki fluorowców

i tlenowców rozpuszczają się w wodzie, dając roztwory o charakterze kwasowym (kwasy beztlenowe). Amo-

niak rozpuszczając się wodzie daje roztwór o charakterze zasadowym (tzw. wodę amoniakalną). Metan i inne

węglowodory nie reagują z wodą.

grupa

1

2

13

14

15

16

17

18

konfiguracja walencyjna

ns

1

ns

2

ns

2

np

1

ns

2

np

2

ns

2

np

3

ns

2

np

4

ns

2

np

5

ns

2

np

6

typowe stopnie utlenienia

pierwiastka w tlenkach

I

II

I, III

1)

II, IV

III, V

IV, VI

2)

V, VII

3)

0

(Xe: VI, VIII)

wzór tlenku

E

2

O EO

E

2

O,

E

2

O

3

EO,

EO

2

E

2

O

3

,

E

2

O

5

EO

2

, EO

3

E

2

O

5

,

E

2

O

7

EO

3

, EO

4

stopień utlenienia pierwiast-

ka w połączeniach z wodo-

I

II

III

IV

4)

–III

–II

–I

0

rem

wzór związku z wodorem

EH EH

2

EH

3

5)

EH

4

6)

EH

3

6)

H

2

E

HE

–

1) stopień utlenienia I jest charakterystyczny dla talu;
2) z wyjątkiem tlenu (zwykle: –II, –I; bardzo rzadko: I, II i IV);
3) z wyjątkiem fluoru (zawsze: –I);
4) dla węgla: –IV, dla pozostałych węglowców: IV;

5)

dla boru to B

2

H

6

, a dla glinu (AlH

3

)

n

;

6)

tradycyjna forma zapisu dla CH

4

i NH

3

.

Związki wielopierwiastkowe dzieli się tradycyjnie na kwasy, wodorotlenki i sole. Należy zauważyć, że

pierwsze dwie grupy wykazują pewne podobieństwo strukturalne – zarówno kwasy tlenowe, jak i wodorotlenki

zawierają mianowicie ugrupowania –O–H, z tym, że ich zachowanie w trakcie dysocjacji elektrolitycznej jest

odmienne. W przypadku wodorotlenków rozpadowi heterolitycznemu (dającemu jony) ulega wiązanie tlen-me-

tal, natomiast w przypadku kwasów – wiązanie tlen-wodór. Dzieje się tak z uwagi na różnice elektroujemności

między metalami (zwłaszcza najbardziej zasadowymi z grupy 1, 2 i 3) i niemetalami.

Metale są najczęściej słabo elektroujemne, przez co wiązanie M–O jest silnie spolaryzowane w kierunku

atomu tlenu, co w środowisku polarnym (na przykład w wodzie) sprzyja jego rozpadowi z pozostaniem pary

elektronowej przy atomie tlenu – powstaje więc kation metalu i anion wodorotlenkowy.

Niemetale są często dość silnie elektroujemne, przez co w kwasach tlenowych wiązanie tlen-niemetal jest

mniej spolaryzowane. Przyciąganie elektronów przez elektroujemne niemetale powoduje za to efekt indukcyjny

w wiązaniu tlen-wodór – para elektronowa, która je tworzy, przesuwa się jeszcze bardziej w kierunku atomu

tlenu, czyli polaryzacja wiązania wzrasta. W środowisku polarnym sprzyja to heterolitycznemu rozpadowi wła-

śnie tego wiązania w taki sposób, że para elektronowa pozostaje przy atomie tlenu. Powstaje zatem kation wo-

doru (w środowisku polarnym ulegający natychmiastowej solwatacji) i anion kwasowy z ładunkiem ujemnym

na atomie tlenu.

2. Kwasy

Kwasy można klasyfikować na podstawie różnych kryteriów. Najważniejsze klasyfikacje zebrane są w

kolejnej tabeli.

Kryterium

Grupy

Przykłady

Obecność dysocjujących grup
OH

Kwasy beztlenowe

kwas solny HCl

aq

*

kwas fluorowodorowy HF

aq

kwas azotowodorowy HN

3

Kwasy tlenowe (oksokwasy)

kwas siarkowy(VI) H

2

SO

4

kwas azotowy(III) HNO

2

kwas chlorowy(VII) HClO

4

Moc

Kwasy mocne

kwas solny HCl

aq

kwas siarkowy(VI) H

2

SO

4

kwas azotowy(V) HNO

3

Kwasy słabe

kwas azotowy(III) HNO

2

kwas siarkowy(IV) H

2

SO

3

kwas siarkowodorowy H

2

S

aq

Liczba oddysocjowujących jo-
nów

+
aq

H

Kwasy jedno-, dwu-, trzy-, cztero- i
pięcioprotonowe

Odpowiednio:

kwas chlorowy(V) HClO

3

kwas selenowy(VI) H

2

SeO

4

kwas ortofosforowy(V) H

3

PO

4

kwas difosforowy(V) H

4

P

2

O

7

kwas ortojodowy(VII) H

5

IO

6

Zachowanie w reakcjach redoks

Kwasy utleniające

kwas siarkowy(VI) H

2

SO

4

stężony

kwas azotowy(V) HNO

3

kwas selenowy(VI) H

2

SeO

4

Kwasy nieutleniające (redukujące)

kwas solny HCl

aq

kwas fluorowodorowy HF

aq

kwas siarkowy(IV) H

2

SO

3

Przynależność chemiczna

Kwasy nieorganiczne

kwas bromowodorowy HBr

aq

kwas bromowy(V) HBrO

3

kwas metakrzemowy H

2

SiO

3

Kwasy organiczne

kwas octowy CH

3

COOH

kwas trifluorooctowy CF

3

COOH

kwas benzenosulfonowy C

6

H

5

SO

3

H

* Indeks aq (aqua) oznacza roztwór wodny; zapis HCl oznacza gazowy chlorowodór, który nie jest kwasem sensu stricto.

Z punktu widzenia nomenklatury chemicznej najistotniejsze jest kryterium dzielące kwasy na tlenowe i beztle-

nowe.

Nazewnictwo kwasów beztlenowych
Nazwy anionów kwasów beztlenowych mają charakterystyczną końcówkę „-kowy”, a soli tych kwasów „-ek”.

Nazwy kwasów beztlenowych i ich pochodnych.

Wzór

kwasu

Nazwa

systematyczna

Nazwa dopuszczalna

Nazwa anionu

Nazwa soli

HF

fluorek wodoru

kwas fluorowodorowy

anion fluorkowy

fluorek

HCl

chlorek wodoru

kwas chlorowodorowy

anion chlorkowy

chlorek

HBr

bromek wodoru

kwas bromowodorowy

anion bromkowy

bromek

HI

jodek wodoru

kwas jodowodorowy

anion jodkowy

jodek

H

2

S

siarczek diwodoru

kwas siarkowodorowy

anion siarczkowy

siarczek

H

2

S

2

disiarczek diwodoru

anion disiarczkowy

disiarczek

H

2

Se

selenek wodoru

anion selenkowy

selenek

HCN

cyjanek wodoru

kwas cyjanowodorowy

anion cyjankowy

cyjanek

HNCO

izonitrydookso-

węglan wodoru

kwas izocyjanowy

anion izocyjanowy

izocyjanian

HN

3

azydek wodoru

kwas azotowodorowy

anion azydkowy

azydek

Nazewnictwo oksokwasów (kwasów tlenowych)
Nazwy kwasów tlenowych mają charakterystyczną końcówkę „-owy”, nazwy ich anionów „-anowy”, zaś na-

zwy soli tych kwasów „-an”. Jeśli dany pierwiastek tworzy kwasy na więcej niż jednym stopniu utlenienia (na

przykład chlor – na I, III, V, VII), podaje się ten stopień zgodnie z systemem Stocka. Różnice stosunku molo-

wego tlenku kwasowego i wody wyraża się przedrostkami meta- (mniejszy stopień uwodnienia) i orto- (więk-

szy stopień uwodnienia). Niedozwolone jest natomiast stosowanie przedrostków nad- i pod- oraz końcówki

-awy (w przypadku nazwy anionu lub soli – końcówki -yn).

Nazwy kwasów tlenowych i ich soli.

wzór kwasu

nazwa w systemie Stocka

nazwa soli*

H

3

AsO

3

kwas arsenowy(III)

arsenian(III)

H

3

AsO

4

kwas arsenowy(V)

arsenian(V)

HNO

2

kwas azotowy(III)

azotan(III)

HNO

3

kwas azotowy(V)

azotan(V)

(HBO

2

)

n

kwas metaborowy

metaboran

H

3

BO

3

kwas ortoborowy

ortoboran

HClO

kwas chlorowy(I)

chloran(I)

HClO

2

kwas chlorowy(III)

chloran(III)

HClO

3

kwas chlorowy(V)

chloran(V)

HClO

4

kwas chlorowy(VII)

chloran(VII)

H

2

CrO

4

kwas chromowy(VI)

chromian(VI)

H

2

Cr

2

O

7

kwas dichromowy(VI)

dichromian(VI)

H

3

PO

3

(H

2

PHO

3

)

kwas fosforowy(III)

fosforan(III)

(HPO

3

)

n

kwas metafosforowy(V)

metafosforan(V)

H

3

PO

4

kwas (orto)fosforowy(V)

(orto)fosforan(V)

H

4

P

2

O

7

kwas difosforowy(V)

difosforan(V)

HIO

4

kwas (meta)jodowy(VII)

(meta)jodan(VII)

H

5

IO

6

kwas ortojodowy(VII)

ortojodan(VII)

H

4

SiO

4

kwas ortokrzemowy

ortokrzemian

(H

2

SiO

3

)

n

kwas metakrzemowy

metakrzemian

HMnO

4

kwas manganowy(VII)

manganian(VII)

H

2

MnO

4

kwas manganowy(VI)

manganian(VI)

H

2

SO

3

kwas siarkowy(IV)

siarczan(IV)

H

2

SO

4

kwas siarkowy(VI)

siarczan(VI)

H

2

S

2

O

7

kwas disiarkowy(VI)

disiarczan(VI)

H

2

S

2

O

8

kwas peroksodisiarkowy(VI) peroksodisiarczan(VI)

H

2

S

2

O

3

kwas tiosiarkowy(VI)

tiosiarczan(VI)

H

2

CO

3

kwas węglowy

węglan

HOCN

kwas cyjanowy

cyjanian

* W przypadku kwasów wieloprotonowych obecne są również aniony zawierające kationy wodorowe; przykład: HSO

4

–

– anion wo-

dorosiarczanowy(VI); sól – wodorosiarczan(VI)

3. Wodorotlenki

W przypadku wodorotlenków nie ma problemów definicyjnych – wodorotlenkiem jest związek zawierający

grupę OH, która może oddysocjować jako anion wodorotlenkowy OH

–

. Należy jednak pamiętać, że nazwa

„wodorotlenek” nie jest synonimem „zasady”. Tylko niektóre wodorotlenki są zasadami w rozumieniu teorii

Arrheniusa, zaś w nowocześniejszych teoriach pojęcie zasady obejmuje wiele związków, które nie zawierają

grup OH, a czasem nie zawierają nawet tlenu ani wodoru!

Nazwy wodorotlenków prostych, tworzy się łącząc słowo „wodorotlenek” z nazwą pierwiastka w dopeł-

niaczu. W razie potrzeby podaje się też stopień utlenienia tego pierwiastka:

Ba(OH)

2

– wodorotlenek baru

Fe(OH)

3

– wodorotlenek żelaza(III)

Nazwy wodorotlenków złożonych tworzy się, podając poszczególne elementy związku w grupach – naj-

pierw anionowe (bardziej elektroujemne) w kolejności alfabetycznej, a potem kationowe (mniej elektroujemne)

w kolejności alfabetycznej, na przykład:

AlO(OH) – tlenek wodorotlenek glinu

W razie potrzeby podaje się też stopnie utlenienia pierwiastków.

4. Sole

Sól jest związkiem składającym się z części kationowej (która może obejmować wodór kwasowy) i czę-

ści anionowej (mogącej zawierać jony wodorotlenkowe). Tworząc nazwy soli, słowa „jon”, „kation” i „anion”

pomija się. Uwaga: w przypadku soli kwasów organicznych obowiązuje obecnie stosowanie się do konwencji

„najpierw kation, potem anion”, co wymusza zapis NaCH

3

CO

2

zamiast dawnego CH

3

COONa!

Sole można podzielić na wiele grup, z których najważniejsze wraz z odpowiednimi zasadami nazewnic-

twa zostały opisane poniżej.

Sole proste

Sole proste zawierają tylko jeden rodzaj kationu (bez H

+

aq

) i jeden rodzaj anionu (bez OH

–

).

Sole kwasów beztlenowych nazywa się zgodnie z podanymi wcześniej zasadami nazewnictwa związków

binarnych:

NaCl – chlorek sodu

K

2

S – siarczek potasu

Cu(N

3

)

2

– azydek miedzi(II) lub azydek miedzi(2+)

Podawanie stopni utlenienia jest szczególnie istotne, ponieważ istnieją różne sole o jednakowym wzorze suma-

rycznym, na przykład:

Tl(I

3

) – trijodek talu(I) lub trijodek talu(1+)

TlI

3

– jodek talu(III) lub trijodek talu lub jodek talu(3+)

Nazwy soli kwasów tlenowych składają się z nazwy anionu kwasowego (tworzonej wg zasad podanych

wyżej), po której następuje nazwa kationu lub pierwiastka pełniącego rolę kationu:

CaCO

3

– węglan wapnia lub trioksowęglan wapnia

CuSO

4

– siarczan(VI) miedzi(II) lub tetraoksosiarczan(VI) miedzi(II)

(NH

4

)

3

PO

4

– ortofosforan(V) amonu lub tetraoksofosforan(V) amonu

Sole uwodnione

Woda hydratacyjna może być związana w sieci krystalicznej na różne sposoby. Może wchodzić w skład

sfery koordynacyjnej kationu lub kationów (nazewnictwo takich związków zostanie bardziej szczegółowo omó-

wione w podrozdziale 2.6.), może być związana z anionami lub kationami za pośrednictwem wiązań wodoro-

wych, może wreszcie występować w lukach sieci krystalicznej. Tworząc nazwę soli uwodnionej na ogół nie

rozpatruje się sposobu wiązania wody.

Nazwy soli uwodnionych można tworzyć na dwa sposoby:

−

do nazwy soli, utworzonej zgodnie z pozostałymi zasadami, dodaje się po długiej kresce słowo „woda”, po

którym w nawiasie podaje się liczbę cząsteczek wody przypadających na liczbę „cząsteczek” soli, na przy-

kład:

CuSO

4

·5H

2

O – siarczan(VI) miedzi(II)–––woda(1/5)

CaCl

2

·6H

2

O – chlorek wapnia–––woda(1/6)

2CaSO

4

·H

2

O – siarczan(VI) wapnia–––woda(2/1)

−

przed nazwą soli (podawaną w dopełniaczu) umieszcza się słowo „hydrat” z odpowiednim przedrostkiem,

określającym liczbę cząsteczek wody, przypadających na „cząsteczkę” soli:

CuSO

4

·5H

2

O – pentahydrat siarczanu(VI) miedzi(II)

CaCl

2

·2H

2

O – dihydrat chlorku wapnia

Drugi sposób tworzenia nazwy jest jedyny, jeśli sól zawiera niestechiometryczną lub nie określoną dokładnie

liczbę cząsteczek wody (nH

2

O).

Wodorosole

Wodorosole to związki zawierające wodór kwasowy, czyli będące na przykład produktem niecałkowitego

zobojętnienia kwasu. Uwaga: istnieją kwasy, których cząsteczki zawierają atomy wodoru połączone bezpośred-

nio z atomem niemetalu (na przykład H

3

PO

3

≡H

2

PHO

3

, H

3

PO

2

≡HPH

2

O

2

) – sól takiego kwasu nie jest wodoroso-

lą, jeśli nie zawiera grupy –O–H!

Nazwy wodorosoli tworzy się przez dodanie do nazwy odpowiedniego anionu przedrostka „wodoro” z

odpowiednim przedrostkiem liczbowym, na przykład:

KHSO

4

– wodorosiarczan(VI) potasu lub wodorotetraoksosiarczan(1–) potasu

NaH

2

PO

4

– diwodoroortofosforan(V) sodu lub diwodorotetraoksofosforan(V) sodu

LiH

2

PO

3

≡ LiHPHO

3

– wodorohydrydotrioksofosforan(III) litu

Sole podwójne, potrójne itd.

Tworząc nazwy bardziej skomplikowanych soli, najpierw wymienia się nazwy wszystkich anionów (w

kolejności alfabetycznej), a potem nazwy wszystkich kationów (w kolejności alfabetycznej). Wodór wymienia

się na końcu jako kation (zwłaszcza gdy jego sposób wiązania nie jest znany), chyba że należy zaznaczyć, iż

stanowi on część anionu. W razie potrzeby uwzględnia się odpowiednie przedrostki liczbowe (dla anionów –

bis, tris, tetrakis itd.). Na przykład sole zawierające więcej niż jeden kation (także kompleksowy):

KNaCO

3

– węglan potasu sodu

AlK(SO

4

)

2

·12H

2

O – siarczan(VI) glinu potasu–––woda(1/12)

MgNH

4

PO

4

·6H

2

O – heksahydrat tetraoksofosforanu(V) amonu magnezu

Na(UO

2

)

3

[Zn(H

2

O)

6

](CH

3

CO

2

)

9

– nonaoctan heksaakwacynku sodu triuranylu(VI)

Sole zawierające więcej niż jeden anion:

Ca

5

F(PO

4

)

3

– fluorek tris(ortofosforan(V)) pentawapnia

KBr·KF·2KHSO

4

≡ K

4

BrF(HSO

4

)

2

– bromek fluorek bis(wodorosiarczan(VI)) tetrapotasu

Oksosole

Sole tlenowe (oksosole) z punktu widzenia nomenklatury są uważane za sole podwójne zawierające anion

O

2–

. Tworząc ich nazwy, należy wymieniać wszystkie nazwy poszczególnych anionów (nie jako ligandów),

unikając formy „okso”. Ponadto obowiązują zasady podane wcześniej.

BiOI – jodek tlenek bizmutu(III)

VOSO

4

– siarczan(VI) tlenek wanadu(IV)

ZrCl

2

(O)·8H

2

O – oktahydrat dichlorku tlenku cyrkonu

Hydroksosole

Sole wodorotlenowe (hydroksosole) z punktu widzenia nomenklatury są uważane za sole podwójne za-

wierające anion OH

–

. Ponadto przy tworzeniu nazw takich soli obowiązują zasady podane wcześniej.

CaCl(OH) – chlorek wodorotlenek magnezu

(CuOH)

2

CO

3

≡ Cu(OH)

2

·CuCO

3

– węglan diwodorotlenek dimiedzi(II)

Uwaga: Określanie wodorosoli nazwą soli kwaśnych, a hydroksosoli – zasadowych jest niedopuszczalne! Od-

czyn takich soli zależy od mocy kwasów i zasad, od których pochodzą, a dokładniej od tego, czy w wyniku roz-

puszczenia soli w wodzie zachodzi wyłącznie jej dysocjacja, czy także hydroliza. Odczyn roztworu KHSO

4

jest

kwasowy wskutek dysocjacji jonu wodorosiarczanowego(VI); odczyn roztworu KHCO

3

jest zasadowy wskutek

hydrolizy jonu wodorowęglanowego.

5. Nomenklatura koordynacyjna

Jedną z nowszych propozycji nomenklaturowych IUPAC jest faworyzowanie nazewnictwa koordynacyj-

nego, zgodnie z którym związki nieorganiczne traktuje się jako związki kompleksowe (koordynacyjne) i stosuje

do ich nazywania zasady nazewnictwa związków kompleksowych, których podstawy zostaną omówione poni-

żej.

Związek kompleksowy (koordynacyjny) jest związkiem, w skład którego wchodzi co najmniej jedna

jednostka koordynacyjna. W najprostszej postaci jednostka koordynacyjna składa się z pierwiastka cen-

tralnego (którym może być metal lub niemetal; atom lub jon) i ligandów (którymi są donory par elektro-

nowych – aniony lub cząsteczki zawierające wolne pary elektronowe).

Jednostka koordynacyjna może być elektrycznie obojętna (wówczas sama stanowi cały związek komplek-

sowy); może być też anionem lub kationem i wówczas towarzyszą jej odpowiednie przeciwjony (ponieważ

związek jako całość musi być elektrycznie obojętny). Przeciwjony także mogą być jednostkami koordynacyjny-

mi.

We wzorach chemicznych związków kompleksowych najpierw wymieniamy atom centralny, a następnie

dołączone do niego ligandy (najpierw jonowe, następnie obojętne); cały wzór jednostki koordynacyjnej ujęty

jest w nawiasie kwadratowym. Przeciwjony kationowe umieszczamy przed, a przeciwjony anionowe – po wzo-

rze jednostki koordynacyjnej (poza nawiasem kwadratowym). Nazywając związek postępujemy odwrotnie: naj-

pierw wymieniamy ewentualne przeciwjony anionowe, potem jednostkę koordynacyjną, a na końcu ewentualne

przeciwjony kationowe. Ligandy wymieniamy w kolejności alfabetycznej, poprzedzając je w razie potrzeby

przedrostkami liczebnikowymi (di-, tri-, … dla ligandów prostych i bis-, tris-, … dla ligandów złożonych). W

nawiasie okrągłym podaje się stopień utlenienia atomu centralnego (jeśli jest to konieczne). Ładunek jonu kom-

pleksowego jest sumą ładunków wszystkich składników.

Nazwy ligandów anionowych kończą się na „-o”: Cl

–

– chloro, Br

–

– bromo, OH

–

– hydrokso, O

2–

– okso,

CN

–

– cyjano. Nazwy ligandów obojętnych występują w mianowniku: woda – akwa, amoniak – amina, tlenek

węgla(II) – karbonyl, tlenek azotu(II) – nitrozyl.

Przykłady:

K

4

[Fe

II

(CN)

6

] – heksacyjanożelazian(II) potasu

Na

2

[Zn(OH)

4

] – tetrahydroksocynkan sodu

[Cr

III

(H

2

O)

6

]Cl

3

– chlorek heksaakwachromu(III)

Na

3

[Ag

I

(S

2

O

3

)

2

] – bis(tiosiarczano(VI))srebrzan(I) sodu

[Fe(CO)

5

] – pentakarbonylżelazo(0)

Atomy centralne w związkach kompleksowych charakteryzują się liczbą koordynacyjną, czyli liczbą ato-

mów bezpośrednio połączonych z atomem centralnym (zwykle równą ilości przyłączonych ligandów). Najczę-

ściej liczba koordynacyjna przyjmuje wartości: 4 i 6.

Kwasy o złożonych anionach można traktować jak związki kompleksowe, najczęściej z ligandem tlenko-

wym (okso). Istnieją tutaj dwa warianty nomenklatury, bardziej tradycyjna nomenklatura kwasowa oraz zaleca-

na tzw. nomenklatura wodorowa.

Nazwa zgodna z nomenklaturą koordynacyjną kwasową składa się ze słowa „kwas” oraz słowa identyfi-

kującego anion. Składa się ono z czterech części:

−

nazwa ligandu (nazwy ligandów) dołączonych do atomu centralnego z odpowiednimi przedrostkami liczbo-

wymi,

−

rdzeń nazwy pierwiastka będącego atomem centralnym,

−

końcówka -owy,

−

stopień utlenienia pierwiastka będącego atomem centralnym (w razie potrzeby).

Przykładowo kwasy jodu będą nosić nazwy:

HIO

3

– kwas trioksojodowy(V)

HIO

4

– kwas tetraoksojodowy(VII)

H

5

IO

6

– kwas heksaoksojodowy(VII)

Drugi wariant – nomenklatura wodorowa – jest zgodny z obecnym trendem nomenklaturowym, którego

celem jest eliminacja nazw odwołujących się do charakteru właściwości chemicznych związku (takich jak kwas

czy bezwodnik). Nazwa związku powinna opisywać jego skład i strukturę.

Zgodnie z nomenklaturą wodorową kwasy traktuje się jako sole wodoru. Nazwa kwasu w tym ujęciu

składa się z dwóch słów, przy czym istnieją tu dwa warianty:

P

ie

rw

sz

e s

łow

o

1. Nazwy wszystkich ligandów (czyli

niekwasowych atomów wodoru i
innych ligandów) dołączonych do
atomu centralnego w kolejności al-
fabetycznej; w razie potrzeby po-
przedzone odpowiednimi liczebni-
kami.

1. Nazwy wszystkich ligandów (czyli

niekwasowych atomów wodoru i in-
nych ligandów) dołączonych do ato-
mu centralnego w kolejności alfabe-
tycznej; w razie potrzeby poprzedzo-
ne odpowiednimi liczebnikami.

2. Rdzeń nazwy pierwiastka będącego

atomem centralnym (niekiedy w ję-
zyku polskim zmodyfikowany)

2. Rdzeń nazwy pierwiastka będącego

atomem centralnym (niekiedy w ję-
zyku polskim zmodyfikowany)

3. Końcówka -an lub -ian.

3. Końcówka -an lub -ian.

4. Liczba wyrażająca ładunek anionu

(system Ewansa-Basseta) lub sto-
pień utlenienia pierwiastka będące-
go atomem centralnym (system
Stocka).

D

rugi

e

sł

ow

o

„wodoru”

„wodoru” poprzedzone przedrostkiem
liczbowym, wyrażającym liczbę ato-
mów wodoru

Przykładowe nazwy kwasów według nomenklatury wodorowej.

Wzór

Wariant 1.

Wariant 2.

HNO

2

dioksoazotan(III) wodoru lub
dioksoazotan(1–) wodoru

dioksoazotan (mono)wodoru

HNO

3

trioksoazotan(V) wodoru lub
trioksoazotan(1–) wodoru

trioksoazotan (mono)wodoru

H

2

SO

4

tetraoksosiarczan(VI) wodoru lub tetraok-
sosiarczan(2–) wodoru

tetraoksosiarczan diwodoru

H

2

S

2

O

3

trioksotiosiarczan(VI) wodoru lub triok-
sotiosiarczan(2–) wodoru

trioksotiosiarczan diwodoru

H

3

PO

3

(H

2

PHO

3

)

hydrydotrioksofosforan(III) wodoru lub
hydrydotrioksofosforan(2–) wodoru

hydrydotrioksofosforan diwodo-
ru

Przykłady nazw kompleksowych kwasów beztlenowych:

H[B(C

6

H

5

)

4

] – tetrafenyloboran wodoru

H

2

[SiF

6

] – heksafluorokrzemian diwodoru lub heksafluorokrzemian(2–) wodoru, ewentualnie kwas heksaflu-

orokrzemowy

H[PF

6

] – heksafluorofosforan(V) wodoru, ewentualnie kwas heksafluorofosforowy(V)

H[AuCl

4

] – tetrachlorozłocian(III) wodoru, ewentualnie kwas tetrachlorozłotowy(III)

H

2

[Pt(CN)

4

] – tetracyjanoplatynian(IV) diwodoru lub tetracyjanoplatynian(2–) wodoru, ewentualnie kwas tetra-

cyjanoplatynowy(IV)