Wykłady z chemii ogólnej
dr Grażyna Orzeszko
Katedra Chemii
Budynek 32, pokój 2056 tel. [phone]
adres e-mail: [e-mail]
Podręczniki
Praca zbiorowa  Ćwiczenia z chemii nieorganicznej i analitycznej
Wyd. SGGW 2011 (niezbędny do realizacji ćwiczeń)
E.Białecka-Florjańczyk, J.Włostowska  Ćwiczenia laboratoryjne z
chemii organicznej Wyd.SGGW 1997 lub póz
niejsze (wybrane
zagadnienia realizowane na ćwiczeniach)
Podręczniki uzupełniające
Tadeusz Drapała - Chemia ogólna i nieorganiczna z zadaniami
Wyd. SGGW 1997
Adam Bielański  Podstawy chemii nieorganicznej PWN1998
(wybrane zagadnienia)
Dowolne podręczniki dla liceum z chemii (chemia ogólna,
nieorganiczna i organiczna) ułatwiające przypomnienie i
powtórzenie materiału z zakresu szkoły średniej.
Chemia nawozów
Ochrona Krystalografia
Rolnictwo
i środków
środowiska
ochrony roślin
Chemia Chemia
Chemia
teoretyczna nieorganiczna
Chemia
Chemia
środowiska
Chemia
Elektrochemia
materiałów
analityczna
kwantowa
Chemia
przemysłowych
Inżynieria
Chemia Chemia
materiałowa
fizyczna organiczna
Petrochemia
Chemia
Chemia
jÄ…drowa
Geochemia
Biochemia
spożywcza
Chemia leków Chemia
Geologia
medyczna Biologia
Medycyna
Farmacja
CH2CH2NH2
2-fenyloetyloamina
nnnnn
Wszystko
to
chemia...
Chemia ogólna- minimum programowe (wykład 30 godz.)
Elementy chemii nieorganicznej (klasyfikacja i właściwości związków
nieorganicznych, podstawowe prawa chemiczne, równowagi w roztworach
elektrolitów  kwasowość środowiska), klasyfikacja reakcji chemicznych,
budowa atomu i układ okresowy pierwiastków.
Elementy chemii organicznej (istota chemii organicznej- chemii związków
węgla, klasyfikacja i właściwości związków organicznych, reakcje w chemii
organicznej).
Elementy termodynamiki i kinetyki chemicznej.
Podstawy analizy jakościowej i ilościowej związków nieorganicznych
i organicznych
Program wykładów i ćwiczeń przesłany będzie drogą mailową ,
program ćwiczeń i regulamin zaliczenia zostanie również przekazany na
ćwiczeniach.
 Ćwiczenia (30 godz.) odbywać się będą w:
w salach Katedry Chemii II piętro budynek 32 (budynek
biało-zielony).
Początek ćwiczeń 18.10.2010
Każdy student uczestniczący w ćwiczeniach musi
posiadać odzież ochronną (fartuch), ubrania wierzchnie
należy pozostawić w szatni.
Na ćwiczenia należy przynieść ze sobą podręcznik
Ćwiczenia z chemii nieorganicznej i analitycznej  Wyd.
SGGW 2011
Harmonogram ćwiczeń
Reakcje
1. 18.10.2011
przebiegajÄ…ce w
roztworach wodnych-
Zadanie kontrolne
2. 25.10.2011
bez zmiany i ze
zmianÄ… stopnia
3. 15.11.2011 Kolokwium 1
utlenienia
Zadanie kontrolne (ZK)
4. 22.11.2011
pierwiastków
Analiza ilościowa
5. 29.11.2011 Kolokwium 2
Zadanie kontrolne (ZK)
6. 6.12.2011
Metody oczyszczania
7. 13.12.2011 Kolokwium 3 ZK zesp.
związków
8. 20.12.2011 Kolokwium 4 ZK zesp
chemicznych
9. 3.01.2012 Kolokwium 5 (ZK)
Uzupełnienie
10. 10.01.2012 (2 godz.)
załegłości
17.01.2012 (1 godz.) Kolokwium wyjściowe
Termin zostanie podany Kolokwium wyjściowe poprawkowe
Regulamin zaliczenia ćwiczeń i wykładów
Regulamin zaliczenia ćwiczeń  zostanie przedstawiony na
pierwszych ćwiczeniach
Uwaga:
Obecność na ćwiczeniach jest obowiązkowa!
Maksymalnie można (niezależnie od powodów) opuścić zajęcia
laboratoryjne (ćwiczenia) dwukrotnie
Trzecia nieobecność uniemożliwia zaliczenie ćwiczeń!
Przedmiot po uzyskaniu zaliczenia ćwiczeń kończy się
egzaminem.
Egzamin odbędzie się w sesji zimowej (I termin- pytania otwarte)
Egzamin można poprawiać tylko raz (II termin możliwe do50%
pytań testowych)
Osoby, które nie zdadzą egzaminu poprawkowego mogą zwrócić
siÄ™ do Pana Dziekana o wyznaczenie egzaminu komisyjnego.
Klasyfikacja i nazewnictwo związków nieorganicznych
Materia (zbiór substancji)
Substancje proste
Substancje złożone
(pierwiastki chemiczne)
ZwiÄ…zki
Metale Niemetale
Mieszaniny
chemiczne
stan stan skupienia:
skupienia: stałe C, P,S, I2
jednorodne
ZwiÄ…zki
ZwiÄ…zki nie-
ciała stałe, ciecze: Br2
nieorganiczne
ciecz Hg gazy: H2,O2, Cl2,,N2 organiczne jednorodne
tlenki, wodorki,
(C, H, O, N,
:
kwasy,
P, S)
wodorotlenki,
sole
ZwiÄ…zki nieorganiczne
Tlenki
Tlenkami nazywamy dwuskładnikowe połączenia pierwiastków z tlenem.
Otrzymuje siÄ™ je w wyniku:
bezpośredniej reakcji z tlenem pierwiastków lub związków (utlenianie,
katalityczne utlenianie, spalanie)
O2
CO2
C
O2
Cu CuO
2
2
katalizator
SO2 O2 SO3
2 2
2 CO O2 CO2
2
CH4 2 CO2 H2O
O2 2
C6H12O6 6 O2 CO2 H2O
6 6
oraz
w wyniku reakcji redukcji (odtleniania) związków zawierających tlen lub
wyniku termicznego rozkładu związków tlenowych.
Fe2O3
C FeO CO
2
MnO2 H2 H2O
MnO
CaCO3
CaO CO2
Cu(OH)2
H2O
CuO
N2O5 NO2
24 O2
Żaden z podanych sposobów nie ma znaczenia ogólnego.
Chcąc otrzymać dany tlenek, znalez
ć w literaturze indywidualny
sposób jego otrzymywania
Podział tlenków
Tlenki
tlenki metali Tlenki niemetali
K2O, Na2O, CaO, BaO,
SO2, SO3, P2O5, CO,
CuO, Cu2O, FeO, Fe2O3,
CO2, H2O, NO2, N2O5,
MnO, MnO2, Mn2O7
NO, N2O3, Cl2O, Cl2O7,
SiO2
Tlenki metali są zwykle ciałami stałymi o dość dużej gęstości
i wysokich temperaturach topnienia (5000-30000C),
tlenki niemetali to najczęściej gazy, rzadziej ciała stałe lub ciecze
Właściwości chemiczne tlenków
Właściwości chemiczne tlenków są bardzo zróżnicowane.
Można je podzielić na cztery grupy na podstawie ich zachowania w stosunku
do kwasów, zasad i wody.
Tlenki
Tlenki obojętne
Tlenki zasadowe
Tlenki
Tlenki kwasowe
amfoteryczne
Tlenki zasadowe
SÄ… to tlenki metali.
Jednak nie wszystkie tlenki metali sÄ… zasadowe.
Tlenki zasadowe reagujÄ… z kwasami lub z tlenkami kwasowymi dajÄ…c sole.
MnO + 2 HCl MnCl2 + H2O chlorek manganu (II)
3 BaO + 2 H3PO4 Ba3(PO4)2 + 3H2O fosforan baru
K2O + 2 HNO3 2 KNO3 + H2O aztonan (V) potasu
3 CaO + P2O5 Ca3(PO4)2 fosforan wapnia
Tlenki zasadowe nie reagujÄ… z zasadami.
Tlenki niektórych metali (dotyczy to przede wszystkim tlenków metali grupy
I i II) reagujÄ… z wodÄ… dajÄ…c wodorotlenki.
CaO + H2O Ca(OH)2 wodorotlenek wapnia
Na2O + H2O 2 NaOH wodorotlenek sodu
Roztwory wodne wodorotlenków nazywamy zasadami , a stężone roztwory
zasad (głównie wodorotlenków NaOH, KOH) nazywamy ługami.
Tlenki kwasowe
Tlenki kwasowe mogą być tlenkami metali (w których metal wykazuje
wyższą wartościowość np: Mn2O7) lub tlenkami niemetali.
Rozpuszczalne w wodzie tlenki kwasowe, reagujÄ… z niÄ… tworzÄ… zwiÄ…zki
zwane kwasami tlenowymi (oksokwasy). Te tlenki nazywamy często
bezwodnikami kwasowymi, np.:
SO2 + H2O H2SO3 kwas siarkowy (IV)
SO3 + H2O H2SO4 kwas siarkowy (VI)
Nie wszystkie tlenki kwasowe sÄ… tworzÄ… z wodÄ… oksokwasy.
SiO2 + H2O brak reakcji (SiO2 nie rozpuszcza siÄ™ w H2O)
Tlenki kwasowe reagujÄ… z zasadami oraz tlenkami zasadowymi:
CO2 + 2NaOH Na2CO3 + H2O
CO2 + Na2O Na2CO3 węglan sodu
SiO2 + 2 KOH K2SiO3 + H2O krzemian potasu
Tlenki kwasowe nie reagujÄ… z kwasami
Tlenki amfoteryczne
Tlenki amfoteryczne powstają w wyniku połączenia niektórych pierwiastków
z tlenem. Przykłady tlenków amfoterycznych:
ZnO tlenek cynku, SnO tlenek cyny (II), PbO tlenek ołowiu (II),
Al2O3 tlenek glinu, MnO2 tlenek manganu (IV), Cr2O3 tlenek chromu (III),
As2O3 tlenek aresenu (III)
Tlenki amfoteryczne reagujÄ… kwasami i zasadami tworzÄ…c sole.
ZnO + 2 HCl ZnCl2 + H2O chlorek cynku
ZnO + 2KOH K2ZnO2 + H2O cynkan sodu
Al2O3 + 6 HCl 2AlCl3 + 3H2O chlorek glinu
Al2O3 + 2 NaOH 2 NaAlO2 + H2O glinian sodu
można się spotkać z zapisem
Al2O3 + 6 NaOH 2Na3AlO3 + 3H2O
Al2O3 + 6NaOH + 3H2O 2Na3[Al(OH)6]
Tlenki amfoteryczne nie reagujÄ… z wodÄ… w temperaturze pokojowej.
Tlenki obojętne
Tlenki obojętne nie reagują z wodą, kwasami i zasadami. Przykłady tlenków
obojętnych:
CO tlenek węgla (II)
NO tlenek azotu (II)
Nazewnictwo tlenków cd
Wzór Nazwa systematyczna Nazwa tradycyjne
System przedrostków System Stocka
SO2 ditlenek siarki tlenek siarki (IV) bezwodnik siarkawy
(dwutlenek siarki)
SO3 tritlenek siarki tlenek siarki (VI) bezwodnik siarkowy
(trójtlenek siarki)
N2O tlenek diazotu tlenek azotu (I) podtlenek azotu
(tlenek dwuazotu)
NO tlenek azotu tlenek azotu (II)
N2O3 tritlenek diazotu tlenek azotu (III) trójtlenek azotu
NO2 ditlenek azotu tlenek azotu (IV)
N2O4 ditlenek diazotu
N2O5 pentatlenek diazotu tlenek azotu (V) pięciotlenek azotu
(pięciotlenek dwuazotu)
Nazewnictwo tlenków cd
Wzór Nazwa systematyczna Nazwa tradycyjne
System przedrostków System Stocka
MnO tlenek manganu tlenek manganu (II) tlenek manganawy
Mn2O3 tritlenek dimanganu tlenek manganu (III) tlenek manganowy
(trójtlenek dwumanganu)
MnO2 ditlenek manganu tlenek manganu (IV) dwutlenek manganu,
brausztyn
(dwutlenek manganu)
Mn2O7 heptatlenek dimanganu tlenek manganu (VII) bezwodnik kwasu
(siedmiotlenek dwumanganu) nadmanganianowego
Nazewnictwo tlenków cd
Wzór Nazwa systematyczna Nazwa tradycyjne
System przedrostków System Stocka
Cl2O tlenek dichloru tlenek chloru (I) podtlenek chloru
Cl2O3 tritlenek dichloru tlenek chloru (III) * nietrwały w temp.
pokojowej
(trójtlenek chloru)
ClO2 ditlenek chloru tlenek chloru (IV) dwutlenek chloru
(dwutlenek chloru)
Cl2O6 heksatlenek dichloru tlenek chloru (VI) sześciotlenek chloru
(sześciotlenek dwuchloru)
Cl2O7 heptatlenek dichloru tlenek chloru (VII) siedmiotlenek chloru
(siedmiotlenek dwuchloru)
Nadtlenki
Są to tlenki, w których tlen występuje na (-I) stopniu utlenienia, a więc wyższym niż
w omawianych dotychczas tlenkach, w których ten pierwiastek wykazuje stopień
utlenienia (-II).
Przykładami nadtlenków są:
Na2O2 nadtlenek sodu, K2O2 nadtlenek potasu, BaO2 nadtlenek baru,
H2O2 nadtlenek wodoru.
W związkach tych występuje wiązanie pomiędzy atomami tlenu:
Ba
H H
OO
OO
Wszystkie nadtlenki metali pod wpływem kwasów rozkładają się z wydzielaniem
nadtlenku wodoru
K2O2 + 2 HCl 2 KCl + H2O2
BaO2 + H2SO4 BaSO4 + H2O2
 Wodorki
SÄ… zwiÄ…zki wodoru z metalami lub niemetalami.
Wodorki
Wodorki metali Wodorki niemetali
Otrzymuje się je w większości przypadków w wyniku bezpośredniej reakcji
pierwiastka z wodorem.
H2 + Cl2 2 HCl (chlorowodór)
H2 + S H2S (siakowodór)
3 H2 + N2 2 NH3 (amoniak, azan)
Ca + H2 CaH2 (wodorek wapnia)
Właściwości fizyczne
Wodorki metali są ciałami stałymi, a wodorki niemetali  przeważnie gazami .
Właściwości chemiczne
W wodorkach metali (związki o budowie jonowej) wodór występuje na (-I)
stopniu utlenienia, podczas gdy w wodorkach niemetali (wiÄ…zanie miedzy
atomami kowalencyjne) wodór występuje na (+I) stopniu utlenienia.
Wodorki cechuje wielka różnorodność właściwości chemicznych.
Wodorki metali reagujÄ… z wodÄ… z wydzieleniem wodoru.
NaH + H2O NaOH + H2Ä™!
CaH2 + 2 H2O Ca(OH)2 + 2 H2Ä™!
Wodorki fluorowców i tlenowców rozpuszczając się w wodzie dają
odpowiednie kwasy beztlenowe:
HCl  kwas solny H2S kwas siarkowodorowy
HI  kwas jodowodorowy HBr  kwas bromowodorowy
Amoniak (NH3) rozpuszczając się w wodzie daje roztwór o odczynie
zasadowym.
Metan (CH4) zaliczany jest do związków organicznych, nie rozpuszcza się
w wodzie. Pod wysokim ciśnieniem tworzy połączenia nietrwałe termicznie
połączenia z wodą zwane hydratami.
Nazwy wodorków
Wzór Nazwa systematyczna Nazwa
zwyczajowa
dwuwyrazowa z z zakończeniem
przyrostkiem
-wodór
-an
HF nie stosuje się nie stosuje fluorowodór
siÄ™
HCl chlorowodór
HBr bromowodór
HI jodowodór
H2S nie stosuje się sulfan siarkowodór
NH3 wodorek azotu azan azotowodór amoniak
N2H4 tetrawodorek diazotu diazan diazototetrawodór hydrazyna
PH3 wodorek fosforu fosfan fosforowodór fosforiak
Nazwy wodorków
Wzór Nazwa systematyczna Nazwa
zwyczajowa
dwuwyrazowa z z zakończeniem
przyrostkiem
-wodór
-an
CH4 nie używa się nie używa się nie używa się metan
SiH4 wodorek krzemu silan krzemowodór
BH3 nie stosuje się boran borowodór
AlH3 wodorek glinu nie używa się nie używa się
CaH2 wodorek wapnia nie używa się nie używa się
NaH wodorek sodu nie używa się nie używa się
 Wodorotlenki
Związki o ogólnym wzorze Me(OH)x , gdzie Me oznacza kation metalu a
 OH stanowi grupę wodorotlenową, zwaną też grupą hydroksylową, x
oznacza liczbÄ™ grup wodorotlenowych obecnych w czÄ…steczce zwiÄ…zku.
Liczba grup wodorotlenowych zależy od wartościowości (stopnia
utlenienia metalu). Gdy mamy do czynienia z kationem o stopniu
utlenienia (+1) nie piszemy dolnego indeksu, np.; NaOH
Do związków , których roztwór wodny wykazuje odczyn zasadowy
zalicza się także produkt rozpuszczania amoniaku w wodzie NH3" H2O
NH3 + H2O NH3" H2O
Woda amoniakalna zawiera niewielką ilość jonów amonowych NH4+
powstajÄ…cych na skutek reakcji amoniaku z wodÄ…, zachodzÄ…cej zgodnie z
równaniem:
NH3 + H2ONH4+ + OH-
Z istnienia szeregu różnych soli amonowych (zawierających kation
NH4+ oraz z powodu zasadowego odczynu wody amoniakalnej
wnoszono o istnieniu zwiÄ…zku o nazwie wodorotlenek amonu o
wzorze NH4OH.
W rzeczywistości związek taki nie został wykryty w żadnym układzie
woda-amoniak.
Wg opinii większości chemików nie należy używać nazwy
 wodorotlenek amonu" oraz wzoru NH4OH lecz stosować nazwę
 wodny roztwór amoniaku zapisywany jako NH3" H2O
Wodorotlenki litowców (pierwiastki I grupy) i berylowców (pierwiastki
II grupy) otrzymuje siÄ™ dwiema metodami:
w reakcji odpowiedniego tlenku metalu z wodÄ… , np.:
Na2O + H2O 2 NaOH wodorotlenek sodu
CaO + H2O Ca(OH)2 wodorotlenek wapnia
w reakcji odpowiedniego metalu z wodÄ…
2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2Ä™!
Ca + 2 H2O Ca(OH)2 + H2Ä™!
Inne metale i ich tlenki w większości przypadków nie reagują z
wodą, odpowiednie wodorotlenki można otrzymać z rozpuszczalnej
w wodzie soli tego metalu oraz wodorotlenku o silnych
właściwościach zasadowych (NaOH, KOH).
CuSO4 + 2 NaOH Cu(OH)2 “! + Na2SO4
FeCl3 + 3 NaOH Fe(OH)3 “! + 3 NaCl
Wodorotlenek miedzi (II) i wodorotlenek żelaza (III) wytrącają się w
postaci trudno rozpuszczalnego osadu, co zaznaczamy w równaniu
chemicznym strzałką skierowaną w dół.
Właściwości fizyczne
Wodorotlenki w większości przypadków są ciałami stałymi. Wodorotlenki o
silnych właściwościach zasadowych są nazywane alkaliami (są to NaOH,
KOH), a ich stężone roztwory wodne naszą nazwę ługów.
Praca z wodorotlenkami stałymi i wodnymi roztworami alkaliów wymaga
szczególnej ostrożności . Kontakt z tymi odczynnikami i ich stężonymi
roztworami może powodować bolesne i trudno gojące się oparzenia skóry.
Szczególnie istotna jest ochrona oczu  niezbędne jest stosowanie
okularów ochronnych.
Właściwości chemiczne
Podstawową i najważniejszą reakcją wodorotlenków jest reakcja z
kwasami, produktem tych reakcji sÄ… odpowiednie sole i woda.
NaOH + HCl NaCl + H2O
Zn(OH)2 “! + H2SO4 ZnSO4 + 2 H2O
Wodorotlenki mogą również reagować z tlenkami kwasowymi, dając
sól i wodę
2 NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O
3 Ba(OH)2 + P2O5 Ba3(PO4)2 + 3 H2O
Podział wodorotlenków
Wodorotlenki można pod względem właściwości chemicznych podzielić na
dwie grupy:
Wodorotlenki
Wodorotlenki zasadowe Wodorotlenki amfoteryczne
ReagujÄ… z kwasami
ReagujÄ… z kwasami
Nie reagujÄ… z zasadami
ReagujÄ… z zasadami
Ca(OH)2 + H2SO4
Zn(OH)2 + H2SO4
CaSO4 + 2 H2O
ZnSO4 + 2H2O
Ca(OH)2 + NaOH nie reaguje
Zn(OH)2 + 2NaOH
Na2[Zn (OH)4]
tetrahydroksocynkan sodu
Wodorotlenki zasadowe Wodorotlenki amfoteryczne
Przykłady: Przykłady:
KOH, NaOH, Zn(OH)2, Al(OH)3, Pb (OH)2,
Ca(OH)2, Mg(OH)2, Ba(OH)2 Sn(OH)2, Cr(OH)3,
Cu(OH)2 , Mn(OH)2,, Co(OH)2, Sb(OH)3
“! Mn(OH)2 + 2 HCl MnCl2 + 2 H2O “! Al(OH)3 + 3 HCl AlCl3 + 3 H2O
“! Mn(OH)2 + KOH nie reaguje w “! Al(OH)3 + NaOH Na[Al(OH)4]
tetrahydroksoglinian sodu
“! Mg(OH)2 + 2 HNO3 Mg(NO3)2 + “!Pb(OH)2 + 2HNO3 Pb(NO3)2 +
2 H2O
2 H2O
“! Mg(OH)2 + KOH nie reaguje
“!Pb(OH)2 + 2KOH K2[Pb(OH)4]
Tetrahydroksoołowian (II) potasu
Fe(OH)2 + 2 HCl FeCl2 + 2 H2O
“! Fe(OH)2 + KOH nie reaguje w temperaturze pokojowej z
rozcieńczonym roztworem zasady
“! Fe(OH)3 + 3 HNO3 Fe(NO3)3 + 3 H2O
“! Fe(OH)3 + KOH nie reaguje temperaturze pokojowej z
rozcieńczonym roztworem zasady
Wodne roztwory rozpuszczalnych wodorotlenków (zasad) powodują
zmianę zabarwienia tzw. indykatorów (wskaz
ników)  wskazując
tym samym na zasadowy charakter wodnych roztworów tych
związków.
Zasady w świetle teorii Arrheniusa
Zasadami wg Arrheniusa są związki , które po rozpuszczeniu w wodzie
dysocjują całkowicie lub częściowo (czyli rozpadają się pod wypływem

czÄ…steczek wody) na aniony OH (jony wodorotlenowe) oraz kationy
wchodzące w skład danej zasady.
W zależności od tego, czy dysocjacji pod wpływem wody ulegają
wszystkie cząsteczki zasady, czy też tylko ich część zasady dzielimy
na:
zasady mocne
zasady słabe
Mocne zasady
Zasadami mocnymi są te wodorotlenki, które w wodzie
ulegają całkowitej dysocjacji na jony.
+
NaOH Na + OH-
Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH-
pojedyncza strzałka oznacza całkowity rozpad wszystkich
czÄ…steczek na jony
Do mocnych zasad ulegających całkowitej dysocjacji pod wpływem
wody należą:
LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2
Mocne zasady
W przypadku zasad posiadających więcej niż jedną grupę
wodorotlenowÄ… dysocjacja zachodzi stopniowo:
Ca(OH)2 Ca (OH)+ + OH-
Ca(OH)+ Ca2+ + OH- (dysocjacja w tym etapie przebiega
w mniejszym stopniu niż w etapie pierwszym)
Nasza umowa:
dla uproszczenia przyjmujemy, że mocne zasady są całkowicie
zdysocjowane na kationy i jony OH i pomijamy fakt
występowania dysocjacji stopniowej
Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH-
SÅ‚abe zasady
Zasadami słabymi są te wodorotlenki, które w wodzie nie ulegają całkowitej
dysocjacji na jony.
W przypadku mocnych zasad (lub ogólniej wyrażając - mocnych elektrolitów)
tzw. stopień dysocjacji, oznaczany jako ą ,
określający stosunek liczby cząsteczek, które uległy dysocjacji do liczby
wszystkich cząsteczek danego związku rozpuszczonego w wodzie dąży to
jedności
liczba czÄ…steczek zdysocjowanych
Ä… =
liczba wszystkich czÄ…steczek
Zasadami mocnymi są te wodorotlenki, które w wodzie ulegają całkowitej
dysocjacji na jony, Ä… = 1
Zasady słabe w wodzie nie ulegają całkowitej dysocjacji na jony i ich stopień
dysocjacji Ä… <<1.
Zasadami słabymi pozostałe zasady. Większość wodorotlenków, poza
wodorotlenkami litowców (pierwiastki I grupy) jest trudno rozpuszczalna w
wodzie. Słabymi zasadami są także wszystkie wodorotlenki amfoteryczne.
Przykłady słabych zasad:
NH3. H2ONH4+ + OH-
Strzałki podwójne skierowane w przeciwne strony oznaczają,
że dysocjacja nie przebiega całkowicie i w roztworze ustala się
stan równowagi dynamicznej pomiędzy liczbą cząsteczek
zdysocjowanych i niezdysocjowanych na jony
Mg (OH)2 Mg2+ + 2 OH-
Fe (OH)3 Fe3+ + 3 OH-
W przypadku słabych zasad wielowodorotlenowych dysocjacja również
zachodzi stopniowo:
Fe(OH)3 Fe(OH)2+ + OH- stopień dysocjacji największy
Fe(OH)2+ Fe (OH)2+ + OH- stopień dysocjacji mniejszy niż w
etapie pierwszym
Fe(OH)2+ Fe3+ + OH- stopień dysocjacji najmniejszy
Nazewnictwo wodorotlenków (przykłady)
Rodzaj Moc
ZwiÄ…zek Nazwa systematyczna Nazwa zwyczajowa
zasa-
wodoro-
dy
tlenku
NaOH wodorotlenek sodu wodorotlenek sodu
KOH wodorotlenek potasu wodorotlenek potasu
Ca(OH)2 wodorotlenek wapnia wodorotlenek wapnia
Ba(OH)2 wodorotlenek baru wodorotlenek baru
Al(OH)3 wodorotlenek glinu wodorotlenek glinu
Zn(OH)2 wodorotlenek cynku wodorotlenek cynku
Pb(OH)2 wodorotlenek ołowu (II) wodorotlenek ołowiawy
Fe(OH)2 Amf. w wodorotlenek żelaza (II) wodorotlenek żelozawy
stęż.gorą
wodorotlenek żelaza (III)
Fe(OH)3 -cych wodorotlenek żelazowy
roztw.
ługów
Mn(OH)2 wodotlenek manganu (II) wodorotlenek manganawy
Uwaga: spełniających warunek = amfoteryczny i równocześnie mocna zasada
Nie ma wodorotlenków
amfoteryczny mocna zasada
 Kwasy
Są to związki o ogólnym wzorze HR, gdzie R - stanowi tzw. resztę
kwasowÄ….
Reszta kwasowa może być złożona i zawierać atomy tlenu (kwas
tlenowy - oksokwas).
HNO3, HClO3, HNO2, H2 SO3, H2 SO4, H3 PO4, HClO
Są też kwasy, w których reszta kwasowa nie zawiera atomów tlenu
(kwasy beztlenowe). Formalnie biorÄ…c kwasy beztlenowe  sÄ…
wodorkami niemetali.
HCl, HBr, HCI, H2S.
W zależności od liczby atomów wodoru, które w cząsteczce kwasu
mogą zostać zastąpione przez atomy metalu wyróżniamy kwasy
jednoprotonowe (HCl, HNO3, HClO4)
i kwasy wieloprotonowe(H2SO4, H3PO4)).
 W cząsteczkach większości kwasów nieorganicznych wszystkie atomy
wodoru mogą być podstawione metalem, istnieją jednak kwasy, w których
nie wszystkie atomy wodoru majÄ…  charakter kwasowy .
Do takich kwasów należą kwasy organiczne , np.:
kwas octowy o wzorze CH3COOH - jedynie wodór związany z tlenem jest
wodorem  kwasowym , pozostałe trzy atomy wodoru związane z atomem
węgla nie wykazują właściwości kwasowych.
Wśród kwasów nieorganicznych takie przypadki należą do rzadkości
(przykład kwas fosfonowy H3PO3 właściwszy zapis H2PHO3)
Kwasy w świetle teorii Arrheniusa
W świetle teorii Arrheniusa, kwasami są związki, w których wodnych
roztworach dysocjujÄ… na kationy H+ oraz aniony reszt kwasowych.
W zależności od tego, czy dysocjacji pod wpływem wody ulegają
wszystkie cząsteczki kwasu, czy też tylko ich część kwasy dzielimy na:
Kwasy mocne
Kwasy słabe
Kwasy mocne
Kwasami mocnymi są te kwasy, które w wodzie ulegają całkowitej
dysocjacji na jony, ą = 1 Do mocnych zasad ulegających całkowitej
dysocjacji pod wpływem wody należą:
HCl, HNO3, HClO4, HBr, HI, H2SO4 (tylko w przypadku odłączenia
jednego jonu H+)
HCl H+ + Cl-
HNO3 H+ + NO3-
H2SO4 2 H+ + SO42-
Kwasy wieloprotonowe dysocjujÄ… stopniowo, np.:
H2SO4 H+ + HSO4-
HSO4- H+ + SO42- (w drugim stopniu dysocjacji Ä… < 1)
 pojedyncza strzałka oznacza całkowity rozpad wszystkich
czÄ…steczek kwasu na jony
Nasza umowa: dla uproszczenia przyjmujemy, że mocne kwasy
wieloprotonowe są całkowicie zdysocjowane na jony pomijamy
fakt występowania dysocjacji stopniowej
H2SO4 2 H+ + SO42-
Kwasy słabe
Kwasy słabe w wodzie nie ulegają całkowitej dysocjacji na jony i
ich stopień dysocjacji ą <<1. Do słabych kwasów należą nie
wymienione poprzednio kwasy
Przykłady słabych kwasów:
HNO2 H+ + NO2-
H2 SO3 2H+ + SO3 2-
H3 PO4 3H+ + PO4 3-
W przypadku słabych kwasów wieloprotonowych dysocjacja
zachodzi stopniowo, przy czym każdy kolejnym stopień
dysocjacji jest mniejszy od poprzedniego.
H3 PO4 H+ + H2PO4- Ä…1 < 1
H2 PO4- H+ + HPO42- Ä…2 < Ä…1
HPO42- H+ + PO4 3- Ä…3 < Ä…2
Strzałki podwójne skierowane w przeciwne strony oznaczają,
że dysocjacja przebiega niecałkowicie i w roztworze ustala się
stan równowagi dynamicznej pomiędzy liczbą cząsteczek
zdysocjowanych i niezdysocjowanych na jony
Nazewnictwo kwasów
Oprócz wyrazu  kwas w nazwie związku umieszcza się przymiotnik (z końcówką  owy)
określający nazwę lub rdzeń nazwy pierwiastka wchodzącego obok tlenu w skład
reszty kwasowej.
Jeżeli dany pierwiastek tworzy więcej niż jeden kwas wartościowość tego pierwiastka
podaje siÄ™ w systemie Stocka.
W przypadku kwasów beztlenowych używa się przymiotnikowej nazwy wodorku z końcówką
 wodorowy.
Dla wielu kwasów stosowane są nazwy zwyczajowe.
Moc
Wzór Nazwa systematyczna Nazwa zwyczajowa
kwasu
H2SO4 kwas siarkowy (VI) kwas siarkowy
H2SO3 kwas siarkowy (IV) [kwas siarkawy]*(nie zalecana
przez PTCh)
HNO3 kwas azotowy (V) kwas azotowy
HNO2 kwas azotowy (III) [kwas azotawy]
Moc
Wzór Nazwa systematyczna Nazwa zwyczajowa
kwasu
H3PO4 kwas fosforowy (V) kwas fosforowy (ortofosforowy)
kwas ortofosforowy (V)
H4P2O7 kwas dwufosforowy (V) kwas pirofosforowy
kwas pirofosforowy (V)
HPO3 kwas metafosforowy (V) kwas metafosforowy
H2CO3 kwas węglowy kwas węglowy
H2SiO3 kwas metakrzemowy kwas krzemowy
H4SiO4 kwas ortokrzemowy
HClO kwas chlorowy (I) [kwas podchlorawy]*
HClO2 kwas chlorowy (III) [kwas chlorawy]*
HClO3 kwas chlorowy (V) kwas chlorowy
HClO4 kwas chlorowy (VII) [kwas nadchlorowy*]
H3BO3 kwas borowy
Moc
Wzór Nazwa systematyczna Nazwa zwyczajowa
kwasu
HCl kwas chlorowodorowy kwas solny
HBr kwas bromowodorowy
HI kwas jodowodorowy
H2S kwas siarkowodorowy
Stosowanie nazw zwyczajowych podanych w nawiasie [ ] nie jest zalecane
Przez Polskie Towarzystwo Chemiczne PTCh
Otrzymywanie kwasów
Kwasy tlenowe
Większość kwasów tlenowych może otrzymana w
wyniku bezpośredniej reakcji odpowiedniego tlenku
kwasowego (bezwodnika kwasowego) z wodÄ…, np.:
SO2 + H2O H2SO3 kwas siarkowy (IV)
SO3 + H2O H2SO4 kwas siarkowy (VI)
CO2 + H2O H2CO3 kwas węglowy
N2O3 + H2O 2 HNO2 kwas azotowy (III)
N2O5 + H2O 2 HNO3 kwas azotowy (V)
P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4
bardziej poprawny zapis
P4O10 + 6H2O 4 H3PO4 kwas ortofosofrowy
P4O10 + 4H2O 2 H4P2O7 kwas pirofosofrowy
P4O10 + 2H2O 4HPO3 kwas metafosofrowy
B2O3 + 3 H2O 2 H3BO3
Nie wszystkie tlenku kwasowe (bezwodniki) reagujÄ… z wodÄ…
SiO2 + H2O brak reakcji
Otrzymywanie kwasów c.d.
W przypadku braku reakcji bezwodnika kwasowego z wodÄ…, odpowiedni
kwas można otrzymać z rozpuszczalnej w wodzie soli tego kwasu działając
na tę sól innym (mocniejszym) kwasem:
Na2SIO3 + 2 HCl “! H2SiO3 + 2 NaCl
krzemian kwas solny kwas krzemowy chlorek sodu
sodu
Kwasy beztlenowe
Kwasy beztlenowe otrzymuje siÄ™ przez rozpuszczenie w wodzie
odpowiedniego wodorku
Ä™!HCl + H2O HClaq
chlorowodór roztwór wodny chlorowodoru
gaz (gaz rozpuszczony w wodzie)- kwas solny
(aq = aqua = woda)
Właściwości fizyczne
Kwasy są przeważnie cieczami. Znane są także kwasy będące ciałami
stałymi (są to głównie kwasy organiczne).
Rozcieńczanie stężonych roztworów kwasów  zawsze należy wlewać kwas
do wody (umożliwia to równomierne mieszanie roztworu- gęstość
stężonego kwasu jest większa od gęstości wody).
kwas
H2O
Podczas pracy z kwasami ( a zwłaszcza ich stężonymi roztworami) należy
zachować szczególną ostrożność (kwasy mają właściwości żrące) i
bezwzględnie stosować okulary ochronne.
Wodne roztwory kwasów powodują zmianę zabarwienia tzw.
indykatorów (wskaz
ników)  wskazując tym samym na kwaśny
charakter wodnych roztworów tych związków.
Wskaz
nikami stosowanymi do badania kwasowości (lub
zasadowości) stosuje się pojedyncze wskaz
niki (lakmus,
fenoloftaleina, oranż metylowy i inne) lub papierki wskaz
nikowe
nasycone kilkoma wskaz
nikami), co umożliwia dokładniejsze
określenie stężenia jonów odpowiedzialnych za kwasowość
środowiska.
Właściwości chemiczne
1. Najważniejsza reakcja kwasów - reakcja z zasadami (reakcja zobojętniania)
kwas + zasada sól + woda
2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O
Mn(OH)2 + 2 HCl MnCl2 + 2 H2O
Al(OH)3 + 3 HNO3 Al(NO3)3 + 3 H2O
2. Większość kwasów reaguje z wieloma metalami wg schematu
kwas + metal sól + wodórę!
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 Ä™!
2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3H2 Ä™!
(uwaga: Al nie reaguje  na zimno ze stężonym kwasem siarkowym a także
rozcieńczonym i stężonym kwasem azotowym nawet na gorąco na skutek
pasywacji tego metalu)
Nie wszystkie metale reagujÄ… z kwasami z wydzieleniem wodoru.
Reakcji tej nie ulegają metale szlachetne (Au, Pt) i półszlachetne (Cu, Ag)
a także kilka innych metali (znajdujących się w tzw.  szeregu napięciowym
metali za wodorem).
Nie oznacza to jednak, że metale te w ogóle nie reagują z kwasami. W
odpowiednio dobranych warunkach (dobór stężenia kwasu, ogrzewanie),
nawet te metale mogą reagować z kwasami tlenowymi o właściwościach
utleniajÄ…cych, reakcji tej jednak nie towarzyszy wydzielanie wodoru. Np.
Cu + 2 H2SO4 (stężony) CuSO4 + SO2 ę! + 2H2O
Ag + 2 HNO3 (stężony) AgNO3 + NO2 ę! + H2O
3 Cu + 8 HNO3 (średnio stężony) 3 Cu(NO3)2 + 2 NOę! + 4H2O
Cu + 4 HNO3 (stężony) Cu(NO3)2 + 2 NO2 ę! + 2 H2O
Cu + HCl nie reaguje bez względu na stężenie kwasu i temperaturę
3. Kolejną reakcja kwasów jest reakcja kwasów z tlenkami metali
kwas + tlenek metalu sól + woda
CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O
CaO + 2 HCl CaCl2 + H2O
Nie wszystkie tlenki metali reagujÄ… ze wszystkimi kwasami.
Do tlenków nie reagujących z kwasami należą np:
Al2O3 (odmiana Ä… -korund), Fe3O4, Cr2O3, i SnO2.
Znane są również tlenki reagujące z jednymi kwasami, ale nie
ulegajÄ…ce reakcji z innymi kwasami, np.
CrO + 2 HCl CrCl2 + H2O
CrO + HNO3 (rozcieńczony) reakcja nie zachodzi
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
MnO2 + HNO3 reakcja nie zachodzi
Sole
Sole sÄ… zwiÄ…zkami zawierajÄ…cymi kation metalu lub kation NH4+ (podobnie
jak zasady), oraz aniony reszt kwasowych. Ogólny wzór soli może być
przedstawiony jako:
MexRY gdzie Me oznacza kation (metalu lub NH4+),
R oznacza resztÄ™ kwasu tlenowego
lub beztlenowego
x i y to współczynniki wynikające
z wartości ładunków odpowiednich
kationów i anionów
np.:
KCl kation K+ anion Cl-
Al2(SO4)3 sól kationu Al3+ i anionu SO42-
Formalnie biorąc sole mogą być traktowane jako pochodne kwasów,
w których jeden lub więcej kationów wodorowych (w przypadku
kwasów wieloprotonowych) zostało zastąpionych przez kationy
metalu lub kationy NH4+,
lub też
jako pochodne wodorotlenków, w których jedna lub więcej grup
wodorotlenowych (w przypadku wodorotlenków
wielohydroksylowych) zostało zastąpione resztami kwasowymi.
Reakcje otrzymywania soli
1. Podstawową reakcją otrzymywania soli jest reakcja zobojętniania.
W zależności od zastosowanej zasady i oraz użytego kwasu mogą
powstawać następujące produkty reakcji:
sole, w których cząsteczkach nie występują atomy wodoru oraz nie
występują grupy hydroksylowe (wodorotlenowe)
np.:
HCl + NaOH NaCl + H2O
H2SO4 + 2 KOH K2SO4 + 2 H2O
Al(OH)3 + 3 HNO3 Al(NO3)3 + 3 H2O
W reakcjach tych liczba reagujących grup OH- jest równa liczbie
wprowadzonych do reakcji kationów H+ , co prowadzi do powstawania
takiej samej liczby czÄ…steczek wody
Jeżeli liczba obecnych w reakcji grup wodorotlenowych (nadmiar
zasady) jest mniejsza niż liczba wprowadzonych do reakcji kationów
wodorowych (niedomiar kwasu) w wyniku reakcji nie tworzy się sól
obojętna (zbudowana tylko z z kationów i anionów reszt kwasowych)
lecz produktem reakcji jest hydoksosól zawierająca obok anionów
reszty kwasowej także aniony OH-
Ca(OH)2 + HNO3 Ca(OH)NO3 + H2O
azotan (V) hydroksowapnia
lub aztoan (V) wodorotlenek wapnia
Al(OH)3 + H2SO4 Al(OH)SO4 + 2 H2O
Fe (OH)3 + HNO3 Fe(OH)2NO3 + H2O
azotan (V) dihydroksożelaza (III)
lub azotan (V) diwodorotlenek żelaza
Fe (OH)3 + 2HNO3 Fe(OH) (NO3)2 + 2H2O
azotan (V) hydroksożelaza (III)
lub azotan (V) wodorotlenek żelaza
Jeżeli liczba obecnych w reakcji kationów H+ (nadmiar kwasu) jest większa
niż liczba wprowadzonych do reakcji anionów wodorotlenowych (niedomiar
zasady) w wyniku reakcji nie tworzy się sól obojętna (zbudowana tylko z z
kationów i anionów reszt kwasowych) lecz produktem reakcji jest
wodorosól zawierająca obok kationów metalu lub kationu NH4+ także
kationy wodorowe (H+).
H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O
diwodorofosforan (V) sodu lub ortodwuwodorofosforan(V)
sodu
H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O
wodorofosforan (V) sodu lub wodorofosforan (V) disodu
H2SO4 + KOH KHSO4 + H2O
wodorosiarczan (VI) potasu
2H2S + Mg (OH)2 Mg(HS)2 + 2 H2O
bis  wodorosiarczek magnezu
2. Sole można także otrzymywać w reakcji metali z kwasami (patrz
reakcje kwasów)  w zależności od zastosowanego metalu i kwasu
produktem reakcji obok soli może być wodór lub reakcja może
przebiegać bez wydzielania wodoru
3. Sole mogą być otrzymywane w reakcji niektórych tlenków metali
(zasadowe lub amfoteryczne) z kwasami (patrz reakcje kwasów)
4. Sole można otrzymać w reakcji zasad z niektórymi tlenkami
niemetali (bezwodnikami kwasowymi)- produktem reakcji jest sól i
woda
Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O
6 NaOH + P2O5 2 Na3 PO4 + 3H2O
2 KOH + N2O5 2 KNO3 + H2O
5. Sole mogą być również otrzymane w reakcji bezwodników
kwasowych z niektórymi tlenkami zasadowymi (bezwodnikami
zasadowymi)  produktem reakcji jest sól
MgO + SO2 MgSO3
6. Sole kwasów beztlenowych można otrzymać w wyniku
bezpośredniej syntezy metalu i niemetalu
Fe + S FeS
2 Na + Cl2 2 NaCl
7. Sole mogą być także otrzymywane w reakcji kwasu z inną solą-
warunkiem przebiegu takiej reakcji jest zastosowanie kwasu
mocniejszego i mniej lotnego niż kwas, od którego pochodzi użyta
do reakcji sól
Na2CO3 + 2HNO3 2NaNO3 + H2CO3 (słaby, nietrwały kwas)
(mocny kwas)
H2O + CO2Ä™!
CaCl2 + H2SO4 CaSO4 + 2 HCl (kwas bardziej lotny)
(kwas mniej lotny, większa masa molowa)
Na2SiO3 + 2HCl “! H2SiO3 + 2 NaCl
(słaby trudnorozpuszczalny kwas)
Sole mogą być również otrzymane w reakcji soli z kwasem,
jeżeli w wyniku reakcji powstaje sól trudnorozpuszczalna
BaCl2 + H2SO4 “! BaSO4 + NaCl
Cu (NO3)2 + H2S “! CuS + 2 HNO3
8. Sole otrzymuje się także w reakcji mocnych zasad z solami
słabych zasad w wyniku tej reakcji powstaje słaba zasada i
nowa sól
NH4 Cl + NaOH NaCl + NH4OH (słaba zasada)
(mocna zasada)
"
(ogrzewanie)
Ä™!NH3 + H2O
Al2(SO4)3 + 6 KOH “! 2 Al(OH)3 + 3 K2SO4
(słaba zasada, trudnorozpuszczana)
9. Sole można otrzymać w reakcji rozpuszczalnej soli z inną
rozpuszczalną solą, jeżeli w wyniku reakcji powstaje sól
trudnorozpuszczalna
AgNO3 + KCl KNO3 + AgCl “!
BaCl2 + K2SO4 2KCl + BaSO4“!
Na2S + CuSO4 Na2SO4 + CuS “!
Właściwości fizyczne
Sole są na ogół substancjami stałymi, krystalicznymi, najczęściej
białymi, choć zdarzają się sile o innych barwach np.
X
niebieskiej (CuSO4 5 H2O)  hydrat
fioletowej (KMnO4)
żółtej (PbI2)
czarnej (CuS)
Kation
+
Na+ K+ NH4 Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+ Ag+ Cu2+ Zn2+ Al3+ Mn2+ Cr3+ Fe2+
Anion
OH-
r r r s s s s n n n n n n n
F-
s r r s s s s r o s s s s s
Cl-
r r r r r r r n r r r r s r
Br-
r r r r r r r n r r r r s r
I-
r r r r r r r n o r o o o s
S2-
r r r o o o o n n n n n o n
2-
SO3
r r r s s s s s-s s s o s
2-
SO4
s s r r s s n s r r r r r r
-
NO2
r r r r r r r r r r r r r r
-
ClO3
r r r r r r r r r- ----
3-
PO4
r r r s n n n n s s s s s s
2-
CO3
r r r s s n n n s o s s o s
HCO3- s r r s s s o o o o s s o s
2-
SiO3
r r o n n o n n n n n n n n
2-
CrO4
r r r r s s n n s s s s o o
r - substancje dobrze rozpuszczalne
s- substancje słabo rozpuszczalne ( wytrąca się w formie osadu tylko ze stężonego roztworu)
n- substancja praktycznie nierozpuszczalna ( wytrąca się w formie osadu z rozcieńczonego roztworu)
o- substancja w roztworze wodnym nie istnieje
Właściwości chemiczne
" W odróżnieniu od kwasów i zasad, sole mają tzw. charakter
obojętny.
" Wodne roztwory wielu soli nie zmieniają zabarwienia papierków
uniwersalnych nasyconych wskaz
nikami wskazującymi kwaśny lub
zasadowy charakter środowiska.
" Wiele jednak soli ulega pod wpływem cząsteczek wody reakcji
hydrolizy, co powoduje wystąpienie odczynu kwaśnego lub
zasadowego wodnych roztworów soli hydrolizujących.
Nazewnictwo soli
Sole obojętne MnRm
Nazwa soli składa się z dwóch wyrazów.
Pierwszy określa resztę kwasową i tworzy się go od nazwy kwasu ,
który zawiera tę resztę:
jeżeli nazwa kwasu ma końcówkę - owy, to nazwa reszty kwasowej
przyjmuje końcówkę - an(siarkowy  siarczan), należy także podać
wartościowość niemetalu w tej reszcie (siarczan (VI); siarczyn (IV))
jeżeli stosujemy nazwę zwyczajową kwasu z końcówką  awy to
nazwa reszty kwasowej w nazwie zwyczajowej przyjmuje końcówkę
 yn (azotawy  azotyn)
reszty kwasowe kwasów beztlenowych mają w nazwie końcówkę
-ek (chlorek, bromek, jodek, siarczek).
Drugi wyraz w nazwie soli określa kation (metal, lub kation złożony
niemetaliczny NH4+,w razie potrzeby w przypadku metalu podaje
się jego wartościowość wyrażoną liczbą Stocka).
Nazwy wodorosoli ( sole kwaśne ) Mn(HR)m
Sole te składają się z metalu i  zwykłej reszty kwasowej zawierającej
dodatkowo wodór. Mogą powstawać w reakcjach, w których nie
wszystkie wodory kwasów wieloprotonowych zostaną zastąpione
przez atomy metalu lub NH4+,, np.:
NaHSO4, Ca (HSO4)2 KH2PO4, K2HPO4,, MgHPO4, NH4HSO3.
Przy ustalaniu wzorów wodorosoli należy wodór traktować jako
składową reszty kwasowej .
Wartościowość takiej reszty kwasowej oblicza się odejmując od
wartościowości  zwykłej reszty kwasowej (np. III dla reszty kwasu
H3PO4) liczbę atomów wodoru, znajdujących się w  kwaśnej
reszcie.
H3PO4 reszta PO43- (III wartościowa)
H2PO4- (I wartościowa)
HPO4 2- (II wartościowa)
 Nazwy wodorosoli składają się z dwóch wyrazów. W
pierwszym wyrazie po przedrostku wodoro- (o ile
występuje więcej niż jeden atom wodoru należy podać
odpowiedni liczebnik) podaje siÄ™ nazwÄ™ reszty kwasowej
z uwzględnieniem wartościowości niemetalu, a nastpnie
podajÄ™ nazwÄ™ kationu (z ewentualnym podaniem
wartościowości wg Stocka) w formie rzeczownikowej.
Przykłady:
KHSO3 wodorosiarczan (IV) (potasu dawniej kwaśny
siarczyn potasu)
NaH2PO4 diwodorofosforan (V) sodu (dwuwodorofosforan
sodu)
Na2HPO4 wodorofosforan (V) sodu, wodorofosforan disodu
Hydroksosole ( sole zasadowe dawniej hydroksysole)
[M(OH)k]nRm
Hydroksosole składają się z reszty kwasowej (R) oraz tzw. Reszty
zasadowej [Me(OH)k] , w skład której wchodzi metal i jedna (k=1)
lub kilka (k=2,3& .) grup OH , zwiÄ…zanych z kationem metalu.
Hydroksosole są produktami niecałkowitego podstawienia grup OH
w cząsteczce wodorotlenku (zawierającego więcej niż jedną grupę
wodorotlenowÄ…) przez reszty kwasowe, np.:
Mg(OH)Cl, Al(OH)2Cl, Al(OH)Cl2 , Al(OH)SO4.
Przy ustalaniu wzorów hydroksosoli należy traktować grupy OH jako
integralną część reszty zasadowej. Wartościowość reszty
zasadowej ustala się odejmując od wartościowości metalu (np. dla
Al (III) liczbÄ™ grup OH w reszcie zasadowej, czyli reszta Al(OH)2+
jest jednowartościowa (III - 2 x I = I).
Nazwy hydroksosoli
Nazwy hydroksosoli mogą być tworzone w dwojaki sposób:
nazwa składa się trzech wyrazów, z których dwa pierwsze
(wymienione w kolejności alfabetycznej) określają liczbę grup OH
(związanych z jednym kationem metalu) i liczbę  zwykłych reszt
kwasowych a trzeci wyraz  rodzaj metalu (ewentualnie, jeżeli
wymaga tego jednoznaczność określenia nazwy z uwzględnieniem
wartościowości wg Stocka), przy alfabetyzacji pomija się przedrostki
liczebnikowe
nazwę tworzy się z dwóch wyrazów, pierwszy wyraz podaje nazwę
reszty kwasowej, drugi nazwÄ™ kationu z przedrostkiem  hydrokso- z
uwzględnieniem liczby anionów grup wodorotlenowych
Przykłady:
Mg(OH)Cl - chlorek wodorotlenek magnezu lub
chlorek hydroksomagnezu
Al(OH)2Cl  chlorek diwodorotlenek (lub dwuwodorotlenek) glinu lub
chlorek dihydroksoglinu (dwuhydroksoglinu)
Al(OH)Cl2  dichlorek wodorotlenek glinu (dwuchlorek wodorotlenek
glinu) lub chlorek hydroksoglinu
Fe (OH)SO4- siarczan (VI) wodorotlenek żelaza (III) lub
siarczan(VI) hydroksożelaza (III)
[Fe(OH)2]2SO4 - siarczan (VI) diwodorotlenek (lub dwuwodorotlenek)
żelaza (III) lub siarczan (VI) dihydroksożelaza (III)
Sole złożone
Istnieją sole złożone - podwójne, potrójne itp., zawierające kilka
różnych kationów lub anionów. Nazwy takich soli tworzy się
podając nazwy jonów w kolejności alfabetycznej. We wzorze takich
soli symbole jonów również podajemy w kolejności alfabetycznej.
Nazwy kationów oddziela się łącznikowym  i a nazwy anionów
podaje bez Å‚Ä…cznika.
Przykłady:
KNaSO4 siarczan (VI) potasu i sodu
CaNH4PO4 fosforan (V) amonu i wapnia
Dla anionów w tym typie soli stosuje się przedrostki
zwielokrotniajÄ…ce:
 bis ,  tris itd.
Ca5F(PO4)3 fluorek tris(fosforan (V))pentawapnia
Uwaga:
Przedrostki  di ,  tri itd. oznaczajÄ… jony skondensowane, np.:
difosforan (V) oznacza P2O74- (nazwa zwyczajowa pirofosforan),
natomiast
bis(fosforan (V) oznacza dwa aniony PO43- (nazwa zwyczajowa
ortofosforan), czyli (PO43-)2
Nazwy soli uwodnionych (hydraty)
Sole, które zawierają wodę krystalizacyjną, czyli takie, które
wydzielają się w postaci kryształów zawierających cząsteczki wody
w sieci krystalicznej nazywamy hydratami.
Nazewnictwo takich soli podaje na poczÄ…tku liczbÄ™ czÄ…steczek wody
i słowo  hydrat, następnie nazwę soli.
Przykłady:
Na2CO3 x 10 H2O dziesięciohydrat węglanu sodu
MgSO4 x 7 H2O siedmiohydrat siarczanu (VI) magnezu
AlK(SO4)2 x 12 H2O dwunastohydrat siarczanu (VI) glinu i potasu
ZwiÄ…zki koordynacyjne
Związki koordynacyjne mogą między innymi stanowić szczególną
grupę soli, wodorotlenków lub kwasów, w których występuje tzw.
wiÄ…zanie koordynacyjne.
Wiązanie koordynacyjne, to wiązanie, w którym para elektronowa
tworząca to wiązanie pochodzi od tylko jednego z atomów
uczestniczÄ…cych w tym wiÄ…zaniu.
ZwiÄ…zki koordynacyjne posiadajÄ… w swojej budowie centrum
koordynacji (jest nim atom lub jon centralny, którym jest zwykle
metal)- otoczony zespołami cząsteczek, atomów lub jonów (tzw.
ligandów), które są donorami par elektronowych we wiązaniu z
centrum koordynacji.
Liczbę ligandów dołączonych do centrum koordynacji, nazywamy
liczbą koordynacyjną. Liczba koordynacyjna może przyjmować
wartości 1,2,3,4,5,6,8,12. Szczególnie uprzywilejowane są liczby
2,4,6.
Utworzony kompleks może być kationem, anionem lub cząsteczką
obojętną (zależy to od ładunku centrum koordynacji i ładunków
ligandów).
ZwiÄ…zek lub jon kompleksowy
ligandy
Jon
lub
atom
centralny
ZwiÄ…zek lub jon kompleksowy np. K3[Fe(CN)6]
Jon kompleksowy-anion
CN-
CN-
CN-
A
adunek jonu =
Kation
6.(-1) + (+3)= -3
np.
Fe3+ CN-
CN-
Liczba koordynacyjna = 6
CN-
Jon heksacyjanożelaza (III)
Ligandy aniony CN-
ZwiÄ…zek lub jon kompleksowy np.[ Ag(NH3)2]OH
Jon kompleksowy-kation
NH3
A
adunek jonu =
Kation
+1  2. O = +1
np.
Ag+
Ligandy  czÄ…steczki NH3
NH3
Liczba koordynacyjna = 2
Jon (kation) diaminasrebra
ZwiÄ…zek lub jon kompleksowy
ZwiÄ…zek kompleksowy
CO
A
adunek =
.
CO
0 + 5 0= 0
CO
Fe
atom
CO
CO
Liczba koordynacyjna =5
Pentakarbonylżelazo (0)
Ligandy czÄ…steczki CO
 Liczbę ligandów (liczbę koordynacyjną) obliczamy w
następujący sposób:
od liczby elektronów gazu szlachetnego leżącego w układzie
okresowym za pierwiastkiem stanowiÄ…cym centrum koordynacji,
odejmujemy liczbę elektronów, jaka posiada atom lub jon
stanowiÄ…cy centrum koordynacji;
otrzymany wynik dzielimy przez dwa (ponieważ każde wiązanie
stanowi para elektronowa , zatem ligand dostarcza do wiÄ…zania dwa
elektrony);
jeżeli w wyniku otrzymamy liczbę niecałkowitą, wynik zaokrąglamy
do liczby całkowitej
Przykład:
Kation Fe3+
atom najbliższego gazu szlachetnego leżącego za żelazem to
Krypton Kr zawierający 36 elektronów;
atom Fe ma 26 elektronów,
natomiast jon Fe3+ ma: 26  3 = 23 elektrony.
różnica wynosi 36  23 = 13
czyli liczba liganów wynosi 13:2 = 6,5 (ponieważ szczególnie
uprzywilejowane jest liczba 6, a liczba 7 jako liczba koordynacyjne
nie występuje) , zatem liczba koordynacyjna wynosi w tym
przypadku 6.
 Alternatywnym sposobem określania liczby koordynacyjnej jest
reguła, mówiąca, że liczba koordynacyjna jest podwojoną wartością
Å‚adunku kationu, czyli:
dla kationu jednododatniego (np.: Ag+) liczba koordynacyjna
wynosi 2
dla kationu dwudodatniego (np.: Cu+2) liczba koordynacyjna
wynosi 4
dla kationu trójdodatniego - 6.
Od podanej uproszczonej reguły występują jednak odstępstwa.
Niektóre kationy mogą tworzyć związki koordynacyjne więcej niż
jednej liczbie koordynacyjnej.
Przykład:
Zn(NH3)42+ , Zn(NH3)62+
Przykłady otrzymywania związków lub jonów kompleksowych
x
AgCl“! + 2 NH3 H2O [Ag(NH3)2]+ + Cl- + 2H2O
(1)
x
Zn (OH)2 + 4 NH3 H2O [Zn(NH3)4] 2+ + 4H2O
(2)
FeCl2 + 6 KCN K4 [Fe (CN)6] + 2KCl
(3)
We wzorach jonów kompleksowych (1) i (2) liczba ligandów jest zgodna
z podaną uproszczoną regułą,
natomiast dla związku kompleksowego (3) liczba ligandów odpowiada
liczbie wynikającej z obliczeń (36-24): 2 = 6
Zapis jonu kompleksowego:
we wzorze złożonego jonu kompleksowego na początku umieszcza się symbol
atomu centralnego, a następnie ligandy anionowe , póz
niej obojętne , a na
końcu ligandy dodatnie. Jeżeli ligandy mają ten sam znak ładunku, wymienia
się je w kolejności alfabetycznej.
Jony kompleksowe zapisujemy w nawiasach kwadratowych.
Nazewnictwo związków koordynacyjnych
Nazwy związków koordynacyjnych zawierających
kation kompleksowy tworzy się podając nazwę anionu a następnie
nazwę kationu kompleksowego, w której określamy liczbę ligandów,
ich nazwy tworzą jeden wyraz z nazwę atomu centralnego (stopień
utlenienia atomu (jonu) centralnego podaje siÄ™ zgodnie z systemem
Stocka, czyli stosujÄ…c cyfry rzymskie w nawiasie).
Liczba ligandów podawana jest z wykorzystaniem liczebników
greckich w formie przedrostków:
mono- = jedno-, di- = dwu-, tri- = trój-, tetra- = cztero-, penta- = pięcio-,
heksa- = sześcio-, hepta- = siedmio-, okta- = ośmio-.
Dopuszczalne jest zastosowanie liczebników polskich.
Liczebnik mono- czyli jedno- jest pomijany przy podawaniu nazwy
zwiÄ…zku.
 Nazwy związków koordynacyjnych zawierających anion
kompleksowy podaje się określając liczby ligandów i ich nazwy
połączonych z atomem centralnym a następnie nazwy atomu
centralnego z końcówką  an. Po nazwie atomu (lub jonu)
centralnego umieszcza się jego stopień utlenienia wg systemu
Stocka (cyfra rzymska w nawiasie). W zakończeniu nazwy podaje
się liczbę i nazwę kationu (kationów).
Nazwy związków kompleksowych, które nie zawierają jonów
kompleksowych tworzy się przez podanie liczby i nazwy ligandów ,
a na końcu nazwy atomu centralnego.
Nazwy ligandów o ładunku dodatnim lub ujemnym mają końcówkę
 o.
Ligandy obojętne mają w nazwie końcówkę: -a, -yl, -il.
Nazwy wybranych ligandów nieorganicznych:
Ligand Nazwa Ligand Nazwa
fluoro hydrokso
F - OH -
Br - bromo S2O32- tiosiarczano
jodo tiocyjaniano
I - SCN -
okso amido
O2- NH2-
S2- tio C2O42- szczawiano
Cl - chloro CO karbonyl (można
też spotkać
karbonylo)
NO2 - azotyno (nitrito-N H2O akwa
lub nitrito-O)
NH2- imido NH3 amina
cyjano NO nitrozyl (można
CN -
też spotkać
nitrozylo)
Przykłady nazewnictwa związków koordynacyjnych
Nazwy związków koordynacyjnych zawierających
kation kompleksowy
[Ag (NH3)2] (OH) wodorotlenek diaminasrebra (I)
[Zn(NH3)4]Cl2 dichlorek tetraminacynku (II)
[CoCl2(NH3)4]Cl  chlorek tetraaminadichlorokobaltu(III)
[Pt(NH3)6]Cl4  chlorek heksaaminaplatyny(IV)
 Nazwy związków koordynacyjnych zawierających anion
kompleksowy
K3[Fe(CN)6] heksacyjanożelazian(III) tripotasu lub heksacyjanożelazian
(III) potasu
dawniej żelazicyjanek potasu
K4[Fe(CN)6] heksacyjanożelazian(II) tetrapotasu lub
heksacyjanożelazian (II) potasu
dawniej żelazocyjanek potasu
Fe4[Fe(CN)6]3 heksacyjanożelazian (II) żelaza (III)   błękit pruski
Fe3 [Fe(CN)6]2 heksacyjanożelazian (III) żelaza (II)   błękit Turnbulla
Na2 [Fe(CN)5NO] pentacyjanonitrozylżelazian (III) disodu
Na2[HgI4]  tetrajodortęcian (II) sodu
K4[Fe(CN)6] - heksacyjanożelazian(II) potasu
[Ag (NH3)2]2SO4  siarczan (VI) diaminasrebra (I)
(NH4)3 [Fe(SCN)6] heksatiocyjanioanozelazian (III)amonu
 Nazwy związków kompleksowych, które nie zawierają jonów
kompleksowych tworzy się przez podanie liczby i nazwy ligandów ,
a na końcu nazwy atomu centralnego
Fe (CO)5 pentakarbnylżeloazo (0) dawniej pentakarbonylożelazo (0)