Atom (z gr. ἄτομος atomos: "niepodzielny") - najmniejszy, niepodzielny metodami chemicznymi składnik materii.

Orbitalny model atomu helu

Budowa atomu [edytuj]

Atomy składają się z jądra i otaczających to jądro elektronów. W jądrze znajdują się z kolei nukleony: protony i neutrony. Neutrony są cząsteczkami obojętnymi elektrycznie, protony noszą ładunek elektryczny dodatni, zaś elektrony ujemny.

W każdym obojętnym atomie liczba protonów i elektronów jest jednakowa, ponieważ wartość ładunku elektrycznego protonów i elektronów jest jednakowa. Atomy z liczbą elektronów różną od liczby protonów nazywane są jonami. O właściwościach atomów decyduje głównie liczba protonów w jądrze atomowym. Grupy atomów o takiej samej liczbie protonów w jądrze, a różnej ilości neutronów określamy jako izotopy danego pierwiastka chemicznego (określonego liczbą protonów).

Atomy są podstawowymi elementami budującymi materię z punktu widzenia chemii i pozostają najmniejszymi cząstkami rozróżnianymi metodami chemicznymi. Nie zmieniają się w reakcjach chemicznych.

Rozmiary atomów są rzędu 10^-10 m ale nie są dokładnie określone z powodów kwantowych. Zależą od rodzaju atomu i stopnia wzbudzenia. Masa ich rośnie w miarę wzrostu liczby atomowej w przedziale od 10^-27 do 10^-25 kg.

Jądro atomowe to centralna część atomu zbudowana z jednego lub więcej protonów i neutronów, zwanych nukleonami. Jądro stanowi niewielką część objętości całego atomu, jednak to w jądrze skupiona jest prawie cała masa. Przemiany jądrowe mogą prowadzić do powstawania ogromnych ilości energii. Niewłaściwe ich wykorzystanie może stanowić zagrożenie dla środowiska.

Atom helu (zacieniowany obszar) i jego jądro (powiększenie), czerwone - protony, neutrony - niebieskie.

Fizyka jądra atomowego [edytuj]

Oznaczanie [edytuj]

Jądra atomowe oznacza się takim samym symbolem, jak pierwiastek chemiczny odpowiadający temu jądru, dodatkowo przed symbolem w indeksie dolnym umieszcza się liczbę atomową (Z), a w indeksie górnym liczbę masową (A), przykładowo jądro atomowe o 11 protonach i 12 neutronach, jest jądrem atomu sodu i oznaczamy je symbolem:

.

Jądro atomowe a atom [edytuj]

Własności jądra są determinowane poprzez liczbę znajdujących się w nim nukleonów. Liczba protonów określa ładunek elektryczny jądra. Wielkość tego ładunku wyznacza możliwe konfiguracje elektronów otaczających jądro, z możliwych konfiguracji elektronów wynikają możliwości łączenia się atomów z sobą, a tym samym ich własności chemiczne.

Liczba protonów w jądrze, czyli jego liczba atomowa, decyduje o tym jakiego pierwiastka chemicznego jest ten atom. Atomy posiadające jądra o tej samej liczbie protonów, ale różnej neutronów nazywa się izotopami.

O przebiegu reakcji chemicznych decyduje układ elektronów wokół jądra, który jest determinowany wyłącznie liczbą protonów w jądrze. W reakcjach jądrowych ważna staje się nie tylko liczba protonów, ale również liczba neutronów. Liczba neutronów ma też jednak pewien wpływ na przebieg reakcji chemicznych poprzez tzw. efekt izotopowy.

Siły jądrowe [edytuj]

Między dodatnio naładowanymi protonami występuje odpychanie elektryczne, którego efekty są równoważone przez oddziaływanie silne między nukleonami. Oddziaływania silne działają jednak tylko na bardzo krótkich dystansach, zbliżonych do rozmiarów samych jąder. Przy większych odległościach przeważają siły odpychania elektrycznego.

Modele budowy jądra [edytuj]

Jądra atomowe bada się analizując samorzutne rozpady oraz rozpraszając na jądrach cząstki (promieniowanie gama, elektrony, neutrony, protony itp.), na podstawie charakterystyki rozpraszania. Stwierdzono, że większość jąder ma kształt zbliżony kuli, a niektóre są owalne. Gęstość obszarów wewnątrz jąder jest jednakowa i szybko spada do zera w odległości od środka, którą określamy jako promień jądra.

Jądra mają rozmiary rzędu 10^-14 - 10^-15 m, co stanowi około 1/100000 rozmiaru atomu. Jednak to w jądrze skupione jest ponad 99,9% masy atomu. Istnieje prosta zależność pozwalająca oszacować rozmiary jąder atomowych z wyjątkiem kilku najlżejszych pierwiastków:

gdzie: R - promień jądra, m - metr.

Wzór ten wynika z założeń modelu kroplowego.

Model kroplowy [edytuj]

Jednym z pierwszych modeli budowy jądra był model kroplowy. Zakłada on, że nukleony w jądrze zachowują się jak cząsteczki w cieczy i w związku z tym własności jądra jako całości powinny być podobne do własności kropli cieczy. Mikroskopowe oddziaływania, oddziaływanie silne jądrowe oraz siły elektrostatyczne są w tym modelu przedstawiane przez analogię do sił lepkości i napięcia powierzchniowego. Najważniejszym założeniem modelu jest to, że jądra są kuliste. Przez analogię do energii kropli cieczy oblicza się w tym modelu energię wiązania jąder atomowych z uwzględnieniem poprawki na wysycanie się sił jądrowych wraz z sześcianem odległości. Otrzymane w ten sposób wzory przewidują stałą energię wiązania na jeden nukleon dla jąder lekkich i mniejszą dla jąder o dużej masie. Prowadzi to do wniosku, że w dużych jądrach może następować rozdzielenie się na dwa fragmenty, co wyjaśnia zjawiska rozszczepienia jąder atomowych ciężkich pierwiastków. Model ten jest bardzo przybliżony i nie wyjaśnia wszystkich własności jąder.

Model powłokowy [edytuj]

Powłokowy model jądra atomowego powstał na zasadzie analogii do powłokowego modelu atomu i zgodnie z obserwacjami poziomów wzbudzenia jąder atomowych zakłada że, nukleony nie mogą wewnątrz jądra przyjmować dowolnych stanów energetycznych, lecz tylko te zgodne z energiami kolejnych powłok. Każdą powłokę może zajmować określona liczba nukleonów. Kiedy zostanie ona wypełniona, energia wiązania dla pierwszego nukleonu na kolejnej powłoce jest wyraźnie mniejsza. Model zakłada, że nukleony poruszają się w jądrze prawie niezależnie, a oddziaływanie nukleonu z pozostałymi nukleonami można zastąpić oddziaływaniem tego nukleonu ze średnim polem działającym na niego. W modelu należy określić rozkład pola w jądrze, tak by poziomy wzbudzeń jądra odpowiadały danym doświadczalnym.

Model wyjaśnia odstępstwa energii wiązania jąder od energii określonej w modelu kroplowym. Wyjaśnia też istnienie ”liczb magicznych”: 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126 dla których jądra atomowe są najstabilniejsze. Jeżeli jądro ma jeden nukleon mniej lub więcej, to energia wiązań jest w nim wyraźnie mniejsza.

Ciekawą cechą modelu powłokowego jądra jest istnienie oddzielnych powłok dla neutronów i protonów. Jeżeli jednocześnie zarówno liczba neutronów jak i liczba protonów jest równa liczbie magicznej, to jądro jest “podwójnie magiczne” (np. Hel) i cechuje je wyjątkowa trwałość. Wartości liczby magicznych są pewne tylko do 82. Istnieją hipotezy, według których liczby 126 i 184 są magiczne dla neutronów, a 114 dla protonów.

Jednym z postulatów wynikających z powłokowego model jądra atomowego jest istnienie wyspy stabilności. Fizycy jądrowi wysunęli hipotezę, że jądra o liczbach atomowych powyżej 184 mogą mieć znacznie większe okresy półrozpadu od większość transuranowców. Najnowsze badania nad syntezą jąder o liczbie atomowej 116 wskazują na zwiększającą się ich trwałość([1]).

Model powłokowy odnosi się również do zjawiska magnetycznego rezonansu jądrowego. Zauważono zależność poziomów energetycznych jąder o spinie połówkowym od natężenia zewnętrznego pola magnetycznego.

Modele kolektywne [edytuj]

Modele te zakładają, że nie wszystkie zjawiska jądrowe da się wytłumaczyć jako oddziaływanie nukleonów. Według tych modeli nukleony łącząc się w grupy tworzą nowe cząstki wewnątrz jądra. Jednym z tego rodzaju modeli jest koncepcja bozonów (en. interacting boson model, IBM). Opiera się ona na analogii do zjawisk kwantowych występujących w nadprzewodnikach. Cząstki elementarne łączą się w pary uzyskując nowe własności. Neutrony mają łączyć się z protonami i oddziaływać jako jeden bozon z całkowitym spinem 0, 2 lub 4. Istnieją dwa warianty tego modelu, czyli IBM-I i IBM-II.

Jądra trwałe i nietrwałe [edytuj]

Tylko niektóre jądra atomowe są trwałe. Decydują o tym oddziaływania między tworzącymi je nukleonami. Większość jąder atomowych o liczbie atomowej od 1 (wodór) aż do 83 (bizmut) posiada trwałe izotopy. Cięższe pierwiastki zawsze są nietrwałe, jednak ich okresy półrozpadu są tak duże, że można znaleźć je w naturze. Najcięższym z tych pierwiastków jest posiadający liczbę atomową 94 pluton. Cięższe pierwiastki nie występują na Ziemi, jednak można je sztucznie wytworzyć w akceleratorach cząstek. Najcięższym obecnie uzyskanym jest pierwiastek o liczbie atomowej 118, o nazwie Ununoctium, który jest "ostatnim możliwym" gazem szlachetnym i który został otrzymany w Zjednoczonym Instytucie Badań Jądrowych w Dubnej w 2002 r.

Trwałość jądra można przewidzieć na podstawie energii wiązania, którą da się wyznaczyć doświadczalnie porównując masę jądra z masą składników hipotetycznego rozpadu (niedoboru masy). Porównując masę jądra z masą hipotetycznych produktów rozpadu można określić energię, która wydzieliłaby się podczas oderwania od jądra określonej cząstki (protonu, neutronu, elektronu, pozytonu, cząstki alfa). Jeśli energia wyrwania cząsteczki jest większa od zera, to taka reakcja zazwyczaj zachodzi. Jeśli energia jest mniejsza od zera to reakcja nie zachodzi, a jądro jest trwałe. Zakładając kształt bariery potencjału (przewidziany na podstawie czasu rozpadu znanych atomów) można oszacować czas rozpadu.

Dla średnich i ciężkich jąder energia wiązania jest wprost proporcjonalna do liczby nukleonów. Wzrost liczby nukleonów o jeden powoduje zwykle podniesienie energii o 7-8 MeV. Prawo to jest zachowane dla jąder w zakresie liczb masowych od 30 do 70 nukleonów. Potem następuje wyraźne odejście od tej zależności. Energie wiązania cięższych jąder są w efekcie mniejsze niżby to wynikało z liczby nukleonów.

Jądra z parzystą ilością neutronów i protonów (parzysto-parzyste) cechują się największą trwałością i można je odnaleźć na Ziemi w znacznych ilościach. Jądra z nieparzystą liczbą protonów lub neutronów (parzysto-nieparzyste) są już dużo mniej trwałe. Nieparzysta liczba protonów i neutronów powoduje nietrwałość jąder, choć od tej reguły są wyjątki (np: jądro wodoru). Zjawisko to wyjaśnia model powłokowy jądra atomowego.

Kwasy - ogólnie - to związki chemiczne, które w roztworach wodnych dysocjują na kation wodoru i anion reszty kwasowej. To związki chemiczne których cząsteczki zbudowane są z atomów wodoru i reszty kwasowej.

Dysocjacja kwasów [edytuj]

W roztworach wodnych kwasy dysocjują na kation hydroniowy H₃O⁺ (hydratowany kation wodorowy H⁺) i anion reszty kwasowej, np.

HNO₃ + H₂O ⇌ H₃O⁺ + NO₃^- (anion azotanowy(V))

Kwasy wielowodorotlenowe dysocjują stopniowo:

H₃PO₄ + H₂O ⇌ H₂PO₄^- + H₃O⁺

cząsteczka kwasu ortofosforowego(V) rozpada się na anion diwodoroortofosforanowy(V) i kation wodoru

H₂PO₄^- + H₂O ⇌ HPO₄^2- + H₃O⁺

anion diwodoroortofosforanowy(V) rozpada się na dwuujemny anion wodoroortofosforanowy(V) i kation wodoru

HPO₄^2- + H₂O ⇌ PO₄^3- + H₃O⁺

anion wodoroortofosforanowy(V) rozpada się na trójujemny anion ortofosforanowy(V) i kation wodoru

Ważniejsze kwasy [edytuj]

Do najbardziej znanych tlenowych kwasów nieorganicznych (wg definicji Arrheniusa) zaliczyć można:

• kwas azotowy(V)

• kwas azotowy(III)

• kwas siarkowy(VI)

• kwas siarkowy(IV)

• kwas ortofosforowy(V)

• kwas węglowy

• kwas chlorowy(V)

• kwas borowy

Najważniejsze beztlenowe kwasy nieorganiczne:

• kwas chlorowodorowy

• kwas cyjanowodorowy

• kwas siarkowodorowy

• kwas fluorowodorowy

• kwas bromowodorowy

• kwas jodowodorowy

Kwasy nieorganiczne mocne:

• kwas azotowy(V)

• kwas chlorowy(VII)

• kwas chlorowy(V)

• kwas siarkowy(VI)

• kwas chlorowodorowy

• kwas bromowodorowy

• kwas jodowodorowy

Inne kwasy:

• kwas tiosiarkowy - H₂S₂O₃

• kwas nadsiarkowy - H₂S₂O₈

• kwas manganowy(VII) - HMnO₄

• kwas dichromowy(VI) - H₂Cr₂O₇

• kwas chromowy(VI) - H₂CrO₄

Kwasy utleniające

• kwas azotowy(V)(stężony i rozcieńczony)

• kwas chlorowy(VII)(stężony i rozcieńczony)

• kwas siarkowy(VI)(stężony)

Wodorotlenki to związki nieorganiczne metali typu M(OH)_x. Związki o budowie jonowej zawierające stabilny kation organiczny i anion OH^- również określa się nazwą "wodorotlenki" (np. (CH₃)₄N⁺OH^- - wodorotlenek tetrametyloamoniowy).

Ze względu na właściwości kwasowo-zasadowe wyróżnia się wodorotlenki zasadowe, obojętne, kwasowe lub amfoteryczne.

Przegląd wodorotlenków nieorganicznych [edytuj]

• wodorotlenki metali alkalicznych (pierwsza grupa układu okresowego pierwiastków): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH. Silne oraz bardzo silne zasady, bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie, aktywne chemicznie, dysocjujące na jednododatni jon (kation) metalu oraz anion OH^-

• wodorotlenki metali ziem alkalicznych (druga grupa układu okresowego pierwiastków), bez amfoterycznego wodorotlenku berylu: Mg(OH)₂, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ i Ba(OH)₂; dość mocne zasady, jednak niezbyt dobrze rozpuszczalne w wodzie; dysocjują na dwudodatni kation metalu oraz dwa aniony OH^-

• wodorotlenki amfoteryczne: Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, Al(OH)₃; słabo rozpuszczalne w wodzie związki amfoteryczne; W środowisku kwaśnym dysocjują na kation metalu oraz aniony OH^-; w wodnym środowisku zasadowym na ogół na anion MO_n^n- oraz kationy H₃O⁺.

Charakter kwasowo-zasadowy wodorotlenków jest zależny od charakteru i energii wiązania M-O (metal-tlen). Jeżeli wiązanie to jest silnie i jonowe, wodorotlenek ma charakter zasadowy i w pełni dysocjuje na jony OH^-. Jeżeli wiązanie ma charakter kowalencyjny wodorotlenek może mieć właściwości amfoteryczne z przewagą zasadowych (np. Zn(OH)₂), a nawet kwasowych (np. Ti(OH)₄).

Sole - związki chemiczne powstałe w wyniku całkowitego lub częściowego zastąpienia w kwasach atomów wodoru innymi atomami bądź grupami o własnościach elektrofilowych, takimi jak metale, NH₄⁺, RO^- (gdzie R - dowolna grupa, np. organiczna) itp. Sole znalazły liczne zastosowania, przede wszystkim jako nawozy sztuczne, a ponadto w budownictwie, komunikacji, w przemyśle spożywczym i wielu innych.

Ogólnym wzorem na zapis soli jest wzór:

M_a^ARK_b^B

gdzie: a,b - odpowiednie indeksy

A - wartościowość metalu

B - wartościowość reszty kwasowej

np. siarczan(VI) glinu

Al^III SO₄^II Przechodzimy do metody na krzyż i uzyskujemy wzór: Al₂(SO₄)₃

Systematyka soli [edytuj]

Roztwory wodne soli mocnych kwasów i mocnych zasad mają zwykle różny odczyn. Sole mocnych kwasów i słabych zasad mają odczyn kwaśny, zaś sole mocnych zasad i słabych kwasów odczyn zasadowy. Sole słabych kwasów i słabych zasad mogą dawać odczyn zasadowy lub kwaśny, zależnie od stężenia.

Oprócz tego wyróżnia się:

• Sole nienasycone, które dzieli się na:

• hydroksosole - zawierające wolne grupy hydroksylowe pochodzące z wyjściowej zasady, zwane niepoprawnie "zasadowymi"

• wodorosole - zawierające tzw. "kwaśne" atomy wodoru pochodzące z wyjściowego kwasu, które są zwane czasami niepoprawnie "kwaśnymi"

• sole nasycone - w których nie występują ani grupy hydroksylowe, ani "kwaśne" atomy wodoru.

• hydraty - posiadające wbudowane cząsteczki wody w sieć krystaliczną.

Tzw. sole "zasadowe" i "kwaśne" - bardzo często mają odwrotny odczyn niżby się tego można było spodziewać na podstawie ich niepoprawnej nazwy, podobnie jak to jest z solami mMetody otrzymywania soli [edytuj]

1. metal + kwas → sól + wodór (nie dotyczy metali szlachetnych i półszlachetnych)

2. tlenek lub wodorotlenek metalu + kwas → sól + woda

3. zasada + kwas → sól + woda (zwana reakcją zobojętniania)

4. tlenek metalu + tlenek niemetalu → sól (dotyczy tylko soli kwasów tlenowych)

5. wodorotlenek metalu + tlenek niemetalu → sól + woda (dotyczy tylko soli kwasów tlenowych)

6. metal + niemetal → sól (dotyczy tylko soli kwasów beztlenowych)

7. kwas 1 + sól 1 → sól 2 + kwas 2

8. sól → sól + sól (dysproporcjonowanie)

9. sól 1 (rozp. w wodzie) + sól 2 (rozp. w wodzie) → sól 3 (nierozpuszczalna w wodzie) + sól 4 (rozpuszczalna w wodzie)

10. sól 1 → metal 2 + sól 2

11. zasada 1 + sól 1 → zasada 2 + sól 2

12. sól 1 + sól 2 → sól 3 + sól 4

np. siarczek miedzi(II) CuS

1. Cu + H₂S → CuS + H₂

2. Cu(OH)₂ + H₂S → CuS + 2H₂O

3. Cu + S → CuS

4. H₂S + CuCl₂ → CuS↓ + 2HCl

5. Na₂S + CuCl₂ → CuS↓ + 2NaCl

lub fosforan(V) magnezu Mg₃(PO₄)₂

1. 3Mg + 2H₃PO₄ → Mg₃(PO₄)₂ + 3H₂

2. 3MgO + 2H₃PO₄ → Mg₃(PO₄)₂ + 3H₂O

3. 3Mg(OH)₂ + 2H₃PO₄ → Mg₃(PO₄)₂ + 6H₂O

4. 6MgO + P₄O₁₀ → 2Mg₃(PO₄)₂

5. 6Mg(OH)₂ + P₄O₁₀ → 2Mg₃(PO₄)₂ + 6H₂O

6. 2H₃PO₄ + 3MgCl₂ → Mg₃(PO₄)₂↓ + 6HCl

7. 2Na₃PO₄ + 3MgCl₂ → Mg₃(PO₄)₂↓ + 6NaCl

8. 4KClO₃ → KCl + 3KClO₄

Nomenklatura chemiczna (nazewnictwo chemiczne) to zbiór reguł obowiązujących przy określaniu systematycznej nazwy związku chemicznego.

Zasady nomenklatury chemicznej są ustalane przez Komisję Nazewniczą IUPAC - International Union of Pure and Applied Chemistry (Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej). Nomenklatura ta ulega ciągłym zmianom i rewizjom, które są wynikiem dyskusji nieustannie toczonych w Komisji Nazewniczej i jej sekcjach. Dla wielu klas związków IUPAC proponuje kilka systemów nazewnictwa systematycznego; często też dopuszcza stosowanie tradycyjnej nomenklatury nie w pełni systematycznej. Niektóre ustalenia tej Komisji są często bardzo krytykowane jako niepraktyczne i uciążliwe w codziennym użyciu i na skutek tej krytyki po jakimś czasie ulegają zmianom. Zmiany są też często wymuszane przez rozwój nowych dziedzin badań, zaś oficjalna kodyfikacja często za tym rozwojem nie nadąża. Wyniki tych dyskusji i ustaleń są publikowane w czasopiśmie wydawanym przez IUPAC o nazwie Pure and Applied Chemistry.

IUPAC nie posiada żadnej mocy prawnej w narzucaniu komukolwiek zasad nomenklatury i dlatego jego ustalenia należy traktować raczej jako sugestię niż obowiązujące prawo. W polskim systemie edukacyjnym promowana jest systematyczna nomenklatura IUPAC, natomiast w większości krajów zachodnich nauczana jest głównie nomenklatura tradycyjna.

Nomenklatura nieorganiczna [edytuj]

Tlenki [edytuj]

IUPAC zaleca stosowanie systemu Stocka. Aby nadać tlenkowi nazwę przy użyciu tego systemu używamy słowa tlenek oraz podajemy nazwę pierwiastka tworzącego dany tlenek (jeśli to potrzebne wraz z wartościowością lub stopniem utlenienia).

• CO₂ - tlenek węgla(IV) lub tlenek węgla(+4)

• CO - tlenek węgla(II) lub tlenek węgla(+2)

• Na₂O - tlenek sodu (jedyny)

• Fe₂O₃ - tlenek żelaza(III) lub tlenek żelaza(+3)

• FeO - tlenek żelaza(II) lub tlenek żelaza(+2)

Gdy w cząsteczce występuje ugrupowanie nadtlenkowe -O-O- nazwę obdarzamy przedrostkiem nad-, gdy występuje anionorodnik *O-O| z jednym niesparowanym elektronem oraz kation metalu nazwę obdarzamy przedrostkiem "ponad-", a gdy występuje wiązanie pomiędzy atomami pierwiastka (nie tlenu), to nazwę obdarzamy przedrostkiem pod-.

• K − O − O − K nadtlenek potasu

• 
  ponadtlenek potasu

• 
  podtlenek azotu

Dla niektórych tlenków (głównie tlenków niemetali) stosuje się także nazewnictwo przedrostkowe (mniej zalecane):

• CO₂ - ditlenek węgla

• CO - tlenek węgla

• SO₂ - ditlenek siarki

• N₂O₃ - tritlenek diazotu

• H₂O₂ - ditlenek diwodoru

• Cr₂O₃ - tritlenek dichromu

• Cu₂O - tlenek dimiedzi(I)

Uwaga: Dawniej stosowano polskie przedrostki dwu-, trój-. Aktualne zalecenia IUPAC mówią, aby używać przedrostków międzynarodowych!

Wodorotlenki [edytuj]

wodorotlenek [ pierwiastek w D ] ( wart. lub su. )

• NaOH - wodorotlenek sodu (jedyny)

• Ca(OH)₂ - wodorotlenek wapnia (jedyny)

• Al(OH)₃ - wodorotlenek glinu (jedyny)

• Fe(OH)₂ - wodorotlenek żelaza(II) lub wodorotlenek żelaza(+2)

• Fe(OH)₃ - wodorotlenek żelaza(III) lub wodorotlenek żelaza(+3)

• Cu(OH)₂ - wodorotlenek miedzi(II)

Wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie podlegają także (niezalecanemu) nazewnictwu:

'zasada [ pierwiastek-temat ]-'owa

• NaOH - zasada sodowa

• KOH - zasada potasowa

Kwasy [edytuj]

Beztlenowe [edytuj]

kwas [ pierwiastek w M ]owodorowy

• HCl - kwas chlorowodorowy (solny)

• HBr - kwas bromowodorowy

• H₂S - kwas siarkowodorowy

• HI - kwas jodowodorowy

• HCN - kwas cyjanowodorowy (pruski)

• HF - kwas fluorowodorowy

Tlenowe [edytuj]

kwas [ pierwiastek-temat ]owy( wart. lub su. )

• H₂SO₄ - kwas siarkowy(VI) lub kwas siarkowy(+6) (nazwa tradycyjna: kwas siarkowy)

• HNO₃ - kwas azotowy(V) lub kwas azotowy(+5) (nazwa tradycyjna: kwas azotowy)

• H₃PO₄ - kwas fosforowy(V) lub kwas fosforowy(+5)(nazwa tradycyjna: kwas fosforowy lub kwas ortofosforowy)

• HMnO₄ - kwas manganowy(VII) lub kwas manganowy(+7) (nazwa tradycyjna: kwas nadmanganowy)

• H₂CO₃ - kwas węglowy(IV) lub kwas węglowy(+4) (nazwa tradycyjna: kwas węglowy)

• H₃BO₃ - kwas borowy (nazwa zwyczajowa: kwas borny)

Sole [edytuj]

Zasady ogólne dla soli [edytuj]

[ reszta kwasowa ]( wart. lub su. ) [ kation w D ]( wart. lub su. )

• NaCl - chlorek sodu

• FeSO₄ - siarczan(VI) żelaza(II) lub siarczan(+6) żelaza(+2) (nazwa tradycyjna: siarczan żelaza(II))

• Fe₂(SO₃)₃ - siarczan(IV) żelaza(III) lub siarczan(+4) żelaza(+3) (nazwa tradycyjna: siarczan żelaza(III))

• KMnO₄ - manganian(VII) potasu lub manganian(+7) potasu (nazwa tradycyjna: nadmanganian potasu)

• Ca[(COO)₂] - szczawian wapnia

Sole mieszane [edytuj]

[ reszta kwasowa 1 ][- lub _][ reszta kwasowa 2 ][- lub _][ itd. ]

[ kation 1 ][- lub i][ kation 2 ][- lub i][ itd. ]

_ oznacza spację

• NaKSO₄ -

siarczan(VI) potasu-sodu lub

siarczan(VI) potasu i sodu lub

siarczan(+6) potasu-sodu lub

siarczan(+6) potasu i sodu lub

(tradycyjnie: siarczan potasowo-sodowy)

• AlCl(SO₄) -

chlorek-siarczan(VI) glinu lub

chlorek siarczan(VI) glinu lub

chlorek-siarczan(+6) glinu lub

chlorek siarczan(+6) glinu

• AlNa(SO₄)(SO₃) - np. siarczan(IV)-siarczan(VI) glinu-sodu

Hydroksosole [edytuj]

• (CaOH)Cl - chlorek hydroksowapnia

• [Sn(OH)₂]Br(NO₃) - azotan(V)-bromek-dihydroksocyny(IV)

Wodorosole [edytuj]

• NaH₂PO₄ - diwodorofosforan(V) sodu

• Fe^IICu^IISO₄(H₂PO₄)₂ - siarczan(VI)-diwodorofosforan(V) miedzi(II)-żelaza(II)

Wodorki [edytuj]

Wodorki niemetali wg najnowszych zaleceń IUPAC należy nazywać od pierwiastka niemetalu z końcówką -an oraz ewentualnym przedrostkiem oznaczającym ilość atomów wodoru:

• PH₃ - fosfan (wodorek fosforu, fosforowodór, fosforiak)

• NH₃ - azan (wodorek azotu, azotowodór, amoniak)

• H₂O - oksydan (tlenek wodoru, tlenowodór, woda)

• H₂S - sulfan (siarczek wodoru, siarkowodór)

• AsH₃ - arsan (wodorek arsenu, arsenowodór, arseniak, arsyna)

Dla wodorków metali używamy słowa wodorek i dodajemy nazwę pierwiastka oraz, jeśli to konieczne, również jego wartościowość lub stopień utlenienia:

• NaH - wodorek sodu

• CaH₂ - wodorek wapnia

• FeH₃ - wodorek żelaza(III)

• SnH₄ - wodorek cyny(+4)

Związki kompleksowe [edytuj]

Cząsteczki obojętne [edytuj]

[ krotność 1 ] [ ligand 1 ] [ krotność 2 ][ ligand 2] ... [ krotność n ][ ligand n] pierwiastek w M ]( wart. lub su. )

• [Ni(acac)₂] - bis(acetyloacetoniano)nikiel(II)

• [Fe(H₂O)₃F₃] - triakwatrifluorożelazo(III)

Jony [edytuj]

jon ( [ +/- ] [ ładunek ] ) [ krotność 1 ] [ ligand 1 ] ... [ krotność n ][ ligand n] pierwiastek w D ]( wart. lub su. )

• [Fe^IIIF₆]^{3 −} -

jon heksafluorożelaza(III)

jon(3-) heksafluorożelaza(+3)

Inne związki kompleksowe [edytuj]

Nazywamy je zgodnie z zasadami dla kwasów, wodorotlenków, soli (różnych) używając nazw jonów kompleksowych (→ poprzedni podpunkt).

• [Cu^II(NH₃)₄](OH)₂ -

wodorotlenek tetraaminamiedzi(II)

wodorotlenek tetraaminamiedzi(+2)

• K₂[Zn(OH)₄] tetrahydroksocynkan(II) potasu

---