Wzory reakcji kwasowych. Kwasy: klasyfikacja i właściwości chemiczne

Klasyfikacja substancji nieorganicznych z przykładami związków

Przeanalizujmy teraz bardziej szczegółowo schemat klasyfikacji przedstawiony powyżej.

Jak widzimy, przede wszystkim dzielimy wszystkie substancje nieorganiczne prosty I złożony:

Proste substancje Są to substancje utworzone przez atomy tylko jednego pierwiastka chemicznego. Na przykład prostymi substancjami są wodór H2, tlen O2, żelazo Fe, węgiel C itp.

Wśród substancji prostych są metale, niemetale I Gazy szlachetne:

Metale utworzone przez pierwiastki chemiczne znajdujące się poniżej przekątnej bor-astat, a także wszystkie pierwiastki znajdujące się w grupach bocznych.

Gazy szlachetne utworzone przez pierwiastki chemiczne z grupy VIIIA.

Niemetale tworzą odpowiednio pierwiastki chemiczne znajdujące się powyżej przekątnej bor-astat, z wyjątkiem wszystkich pierwiastków podgrup bocznych i gazów szlachetnych znajdujących się w grupie VIIIA:

Nazwy prostych substancji najczęściej pokrywają się z nazwami pierwiastków chemicznych, z których atomy są utworzone. Jednak w przypadku wielu pierwiastków chemicznych zjawisko alotropii jest powszechne. Alotropia to zjawisko polegające na tym, że jeden pierwiastek chemiczny może utworzyć kilka prostych substancji. Na przykład w przypadku pierwiastka chemicznego tlenu możliwe jest istnienie związków molekularnych o wzorach O 2 i O 3. Pierwsza substancja nazywana jest zwykle tlenem w taki sam sposób, jak pierwiastek chemiczny, z którego atomów się składa, a druga substancja (O 3) jest zwykle nazywana ozonem. Prosta substancja węgiel może oznaczać dowolną jej modyfikację alotropową, na przykład diament, grafit lub fulereny. Prostą substancję fosfor można rozumieć jako jej alotropowe modyfikacje, takie jak fosfor biały, fosfor czerwony, fosfor czarny.

Substancje złożone

Substancje złożone to substancje utworzone przez atomy dwóch lub więcej pierwiastków chemicznych.

Na przykład substancjami złożonymi są amoniak NH 3, kwas siarkowy H 2 SO 4, wapno gaszone Ca (OH) 2 i niezliczone inne.

Wśród złożonych substancji nieorganicznych wyróżnia się 5 głównych klas, a mianowicie tlenki, zasady, wodorotlenki amfoteryczne, kwasy i sole:

Tlenki - substancje złożone utworzone przez dwa pierwiastki chemiczne, z których jednym jest tlen na stopniu utlenienia -2.

Ogólny wzór tlenków można zapisać jako Ex x O y, gdzie E jest symbolem pierwiastka chemicznego.

Nazewnictwo tlenków

Nazwa tlenku pierwiastka chemicznego opiera się na zasadzie:

Na przykład:

Fe 2 O 3 - tlenek żelaza (III); CuO – tlenek miedzi(II); N 2 O 5 - tlenek azotu (V)

Często można znaleźć informację, że w nawiasach podana jest wartościowość pierwiastka, lecz tak nie jest. Na przykład stopień utlenienia azotu N 2 O 5 wynosi +5, a wartościowość, co dziwne, wynosi cztery.

Jeśli pierwiastek chemiczny ma w związkach pojedynczy dodatni stopień utlenienia, wówczas stopień utlenienia nie jest wskazany. Na przykład:

Na 2 O - tlenek sodu; H2O - tlenek wodoru; ZnO - tlenek cynku.

Klasyfikacja tlenków

Tlenki, zgodnie z ich zdolnością do tworzenia soli podczas interakcji z kwasami lub zasadami, dzieli się odpowiednio na tworzące sól I nie tworzący soli.

Istnieje kilka tlenków nietworzących soli; wszystkie powstają z niemetali na stopniu utlenienia +1 i +2. Należy pamiętać o liście tlenków nie tworzących soli: CO, SiO, N 2 O, NO.

Z kolei tlenki tworzące sól dzielą się na podstawowy, kwaśny I amfoteryczny.

Zasadowe tlenki Są to tlenki, które reagując z kwasami (lub tlenkami kwasowymi) tworzą sole. Do tlenków zasadowych zalicza się tlenki metali na stopniu utlenienia +1 i +2, z wyjątkiem tlenków BeO, ZnO, SnO, PbO.

Tlenki kwasowe Są to tlenki, które reagując z zasadami (lub tlenkami zasadowymi) tworzą sole. Tlenkami kwasowymi są prawie wszystkie tlenki niemetali z wyjątkiem nietworzących soli CO, NO, N 2 O, SiO, a także wszystkich tlenków metali na wysokim stopniu utlenienia (+5, +6 i +7).

Tlenki amfoteryczne nazywane są tlenkami, które mogą reagować zarówno z kwasami, jak i zasadami, i w wyniku tych reakcji tworzą sole. Tlenki takie mają charakter dualny kwasowo-zasadowy, to znaczy mogą wykazywać właściwości zarówno tlenków kwasowych, jak i zasadowych. Tlenki amfoteryczne obejmują tlenki metali na stopniach utlenienia +3, +4, a także jako wyjątki tlenki BeO, ZnO, SnO i PbO.

Niektóre metale mogą tworzyć wszystkie trzy rodzaje tlenków tworzących sól. Na przykład chrom tworzy zasadowy tlenek CrO, tlenek amfoteryczny Cr 2 O 3 i tlenek kwasowy CrO 3.

Jak widać, właściwości kwasowo-zasadowe tlenków metali zależą bezpośrednio od stopnia utlenienia metalu w tlenku: im wyższy stopień utlenienia, tym wyraźniejsze są właściwości kwasowe.

Fusy

Fusy - związki o wzorze Me(OH)x, gdzie X najczęściej równa 1 lub 2.

Klasyfikacja zasad

Zasady klasyfikuje się według liczby grup hydroksylowych w jednej jednostce strukturalnej.

Zasady z jedną grupą hydroksylową, tj. nazywa się typ MeOH zasady monokwasowe, z dwiema grupami hydroksylowymi, tj. wpisz odpowiednio Me(OH) 2, dwukwas itp.

Zasady dzielimy również na rozpuszczalne (alkaliczne) i nierozpuszczalne.

Do alkaliów zalicza się wyłącznie wodorotlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych, a także wodorotlenek talu TlOH.

Nazewnictwo zasad

Nazwa fundacji opiera się na następującej zasadzie:

Na przykład:

Fe(OH) 2 - wodorotlenek żelaza (II),

Cu(OH) 2 - wodorotlenek miedzi (II).

W przypadkach, gdy metal w substancjach złożonych ma stały stopień utlenienia, nie jest wymagane jego wskazanie. Na przykład:

NaOH – wodorotlenek sodu,

Ca(OH) 2 - wodorotlenek wapnia itp.

Kwasy

Kwasy - substancje złożone, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić metalem.

Ogólny wzór kwasów można zapisać jako H x A, gdzie H to atomy wodoru, które można zastąpić metalem, a A to reszta kwasowa.

Na przykład kwasy obejmują związki takie jak H2SO4, HCl, HNO3, HNO2 itp.

Klasyfikacja kwasów

Ze względu na liczbę atomów wodoru, które można zastąpić metalem, kwasy dzielą się na:

- O kwasy zasadowe: HF, HCl, HBr, HI, HNO3;

- D kwasy zasadowe: H2SO4, H2SO3, H2CO3;

- T kwasy rehozasadowe: H3PO4, H3BO3.

Należy zaznaczyć, że w przypadku kwasów organicznych liczba atomów wodoru najczęściej nie odzwierciedla ich zasadowości. Na przykład kwas octowy o wzorze CH 3 COOH, pomimo obecności 4 atomów wodoru w cząsteczce, nie jest kwasem cztero-, ale jednozasadowym. Zasadowość kwasów organicznych zależy od liczby grup karboksylowych (-COOH) w cząsteczce.

Ponadto, w oparciu o obecność tlenu w cząsteczkach, kwasy dzielą się na beztlenowe (HF, HCl, HBr itp.) i zawierające tlen (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 itp.) . Nazywane są również kwasami zawierającymi tlen oksokwasy.

Możesz przeczytać więcej na temat klasyfikacji kwasów.

Nazewnictwo kwasów i reszt kwasów

Koniecznie poznaj poniższą listę nazw i wzorów kwasów i reszt kwasów.

W niektórych przypadkach kilka poniższych zasad może ułatwić zapamiętywanie.

Jak widać z powyższej tabeli, konstrukcja nazw systematycznych kwasów beztlenowych jest następująca:

Na przykład:

HF – kwas fluorowodorowy;

HCl – kwas solny;

H2S oznacza kwas wodorosiarczkowy.

Nazwy reszt kwasowych kwasów beztlenowych opierają się na zasadzie:

Na przykład Cl - - chlorek, Br - - bromek.

Nazwy kwasów zawierających tlen uzyskuje się poprzez dodanie różnych przyrostków i końcówek do nazwy pierwiastka kwasotwórczego. Na przykład, jeśli pierwiastek kwasotwórczy w kwasie zawierającym tlen ma najwyższy stopień utlenienia, wówczas nazwa takiego kwasu jest skonstruowana w następujący sposób:

Na przykład kwas siarkowy H 2 S +6 O 4, kwas chromowy H 2 Cr +6 O 4.

Wszystkie kwasy zawierające tlen można również zaliczyć do wodorotlenków kwasowych, ponieważ zawierają grupy hydroksylowe (OH). Można to zobaczyć na przykład na podstawie następujących wzorów graficznych niektórych kwasów zawierających tlen:

Zatem kwas siarkowy można inaczej nazwać wodorotlenkiem siarki (VI), kwasem azotowym - wodorotlenkiem azotu (V), kwasem fosforowym - wodorotlenkiem fosforu (V) itp. W tym przypadku liczba w nawiasach charakteryzuje stopień utlenienia pierwiastka kwasotwórczego. Ta wersja nazw kwasów zawierających tlen może wydawać się dla wielu niezwykle nietypowa, ale czasami takie nazwy można znaleźć w prawdziwych KIM Jednolitego Państwowego Egzaminu z Chemii w zadaniach dotyczących klasyfikacji substancji nieorganicznych.

Wodorotlenki amfoteryczne

Wodorotlenki amfoteryczne - wodorotlenki metali wykazujące dwojaką naturę, tj. zdolne do wykazywania zarówno właściwości kwasów, jak i właściwości zasad.

Wodorotlenki metali na stopniach utlenienia +3 i +4 są amfoteryczne (podobnie jak tlenki).

Ponadto, w drodze wyjątku, wodorotlenki amfoteryczne obejmują związki Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2 i Pb(OH) 2, pomimo stopnia utlenienia zawartego w nich metalu +2.

Dla amfoterycznych wodorotlenków metali trój- i czterowartościowych możliwe jest istnienie form orto i meta, różniących się od siebie jedną cząsteczką wody. Na przykład wodorotlenek glinu(III) może występować w formie orto Al(OH)3 lub postaci meta AlO(OH) (metawodorotlenek).

Ponieważ, jak już wspomniano, wodorotlenki amfoteryczne wykazują zarówno właściwości kwasów, jak i właściwości zasad, ich wzór i nazwę można również zapisać inaczej: albo jako zasada, albo jako kwas. Na przykład:

Sole

Na przykład sole obejmują związki takie jak KCl, Ca(NO 3) 2, NaHCO 3 itp.

Definicja przedstawiona powyżej opisuje skład większości soli, jednakże istnieją sole, które do niej nie wchodzą. Na przykład zamiast kationów metali sól może zawierać kationy amonowe lub ich pochodne organiczne. Te. sole obejmują związki takie jak na przykład (NH 4) 2 SO 4 (siarczan amonu), + Cl - (chlorek metyloamonu) itp.

Klasyfikacja soli

Z drugiej strony sole można uznać za produkty zastąpienia kationów wodorowych H + w kwasie innymi kationami lub za produkty zastąpienia jonów wodorotlenkowych w zasadach (lub wodorotlenkach amfoterycznych) innymi anionami.

Przy całkowitej wymianie tzw przeciętny Lub normalna sól. Na przykład przy całkowitym zastąpieniu kationów wodoru w kwasie siarkowym kationami sodu powstaje średnia (normalna) sól Na2SO4 i przy całkowitym zastąpieniu jonów wodorotlenkowych w zasadzie Ca (OH) 2 kwasowymi pozostałościami jonów azotanowych powstaje średnia (normalna) sól Ca(NO3)2.

Sole powstałe w wyniku niepełnego zastąpienia kationów wodoru w kwasie dwuzasadowym (lub większej liczbie) kationami metali nazywane są kwasowymi. Zatem, gdy kationy wodoru w kwasie siarkowym nie zostaną całkowicie zastąpione kationami sodu, powstaje kwaśna sól NaHSO4.

Sole powstałe w wyniku niecałkowitego zastąpienia jonów wodorotlenkowych w zasadach dwukwasowych (lub większej liczbie) nazywane są zasadami. O mocne sole. Na przykład przy niepełnym zastąpieniu jonów wodorotlenkowych w zasadzie Ca(OH) 2 jonami azotanowymi powstaje zasada O sól klarowna Ca(OH)NO3.

Nazywa się sole składające się z kationów dwóch różnych metali i anionów reszt kwasowych tylko jednego kwasu sole podwójne. Na przykład solami podwójnymi są KNaCO 3, KMgCl 3 itp.

Jeśli sól składa się z jednego rodzaju kationów i dwóch rodzajów reszt kwasowych, takie sole nazywa się mieszanymi. Na przykład sole mieszane to związki Ca(OCl)Cl, CuBrCl itp.

Istnieją sole, które nie mieszczą się w definicji soli jako produkty zastąpienia kationów wodorowych w kwasach kationami metali lub produkty zastąpienia jonów wodorotlenkowych w zasadach anionami reszt kwasowych. Są to sole złożone. Na przykład solami złożonymi są tetrahydroksozinian i tetrahydroksoglinian sodu o wzorach odpowiednio Na2 i Na. Sole złożone można najczęściej rozpoznać m.in. po obecności we wzorze nawiasów kwadratowych. Trzeba jednak zrozumieć, że aby substancja została zaklasyfikowana jako sól, musi zawierać pewne kationy inne niż (lub zamiast) H +, a aniony muszą zawierać pewne aniony inne niż (lub zamiast) OH - . Na przykład związek H2 nie należy do klasy soli złożonych, ponieważ gdy oddzieli się od kationów, w roztworze obecne są tylko kationy wodoru H+. Ze względu na rodzaj dysocjacji substancję tę należy raczej zaliczyć do beztlenowego kwasu złożonego. Podobnie związek OH nie należy do soli, ponieważ związek ten składa się z kationów + i jonów wodorotlenkowych OH -, tj. należy go traktować jako kompleksową podstawę.

Nazewnictwo soli

Nazewnictwo soli średnich i kwaśnych

Nazwa soli średnich i kwaśnych opiera się na zasadzie:

Jeśli stopień utlenienia metalu w substancjach złożonych jest stały, nie jest to wskazane.

Nazwy reszt kwasowych podano powyżej, rozważając nomenklaturę kwasów.

Na przykład,

Na2SO4 - siarczan sodu;

NaHSO 4 - wodorosiarczan sodu;

CaCO 3 - węglan wapnia;

Ca(HCO 3) 2 - wodorowęglan wapnia itp.

Nazewnictwo soli zasadowych

Nazwy głównych soli opierają się na zasadzie:

Na przykład:

(CuOH) 2 CO 3 - hydroksywęglan miedzi (II);

Fe(OH) 2 NO 3 - dihydroksonitan żelaza (III).

Nazewnictwo soli złożonych

Nazewnictwo związków złożonych jest znacznie bardziej skomplikowane i aby zdać Unified State Exam nie trzeba wiele wiedzieć o nazewnictwie soli złożonych.

Powinieneś umieć nazwać sole złożone otrzymane w wyniku reakcji roztworów alkalicznych z wodorotlenkami amfoterycznymi. Na przykład:

*Te same kolory we wzorze i nazwie oznaczają odpowiadające sobie elementy receptury i nazwy.

Trywialne nazwy substancji nieorganicznych

Przez nazwy trywialne rozumiemy nazwy substancji niezwiązane lub słabo powiązane z ich składem i strukturą. Nazwy trywialne są z reguły ustalane albo ze względów historycznych, albo z właściwości fizycznych lub chemicznych tych związków.

Lista trywialnych nazw substancji nieorganicznych, które musisz znać:

Na 3	kriolit
SiO2	kwarc, krzemionka
FeS 2	piryt, piryt żelazny
CaSO4 ∙2H 2O	gips
CaC2	węglik wapnia
Al4C3	węglik aluminium
KO	żrący potas
NaOH	soda kaustyczna, soda kaustyczna
H2O2	nadtlenek wodoru
CuSO4 ∙5H 2O	siarczan miedzi
NH4Cl	amoniak
CaCO3	kreda, marmur, wapień
N2O	gaz rozweselający
NIE 2	brązowy gaz
NaHCO3	soda oczyszczona (pitna).
Fe3O4	żelazna skala
NH3 ∙H2O (NH4OH)	amoniak
WSPÓŁ	tlenek węgla
CO2	dwutlenek węgla
SiC	karborund (węglik krzemu)
PH 3	fosfina
NH 3	amoniak
KClO3	Sól Bertholeta (chloran potasu)
(CuOH)2CO3	malachit
CaO	wapno palone
Ca(OH)2	wapno gaszone
przezroczysty wodny roztwór Ca(OH) 2	woda limonkowa
zawiesina stałego Ca(OH)2 w jego roztworze wodnym	mleko wapienne
K2CO3	potaż
Na2CO3	soda kalcynowana
Na 2 CO 3 ∙ 10H 2 O	soda kryształowa
MgO	magnezja

Kwasy to złożone substancje, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić lub wymienić na atomy metalu i resztę kwasową.

Na podstawie obecności lub braku tlenu w cząsteczce kwasy dzielą się na zawierające tlen(kwas siarkowy H 2 SO 4, kwas siarkowy H 2 SO 3, kwas azotowy HNO 3, kwas fosforowy H 3 PO 4, kwas węglowy H 2 CO 3, kwas krzemowy H 2 SiO 3) i beztlenowe(kwas fluorowodorowy HF, kwas solny HCl (kwas solny), kwas bromowodorowy HBr, kwas jodowodorowy HI, kwas wodorosiarczkowy H2S).

W zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, kwasy są jednozasadowe (z 1 atomem H), dwuzasadowe (z 2 atomami H) i trójzasadowe (z 3 atomami H). Na przykład kwas azotowy HNO 3 jest jednozasadowy, ponieważ jego cząsteczka zawiera jeden atom wodoru, kwas siarkowy H 2 SO 4 – dwuzasadowy itp.

Istnieje bardzo niewiele związków nieorganicznych zawierających cztery atomy wodoru, które można zastąpić metalem.

Część cząsteczki kwasu pozbawiona wodoru nazywana jest resztą kwasową.

Pozostałości kwasowe mogą składać się z jednego atomu (-Cl, -Br, -I) - są to proste reszty kwasowe lub mogą składać się z grupy atomów (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - są to reszty złożone.

W roztworach wodnych podczas reakcji wymiany i podstawienia pozostałości kwasowe nie ulegają zniszczeniu:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Słowo bezwodnik oznacza bezwodny, to znaczy kwas bez wody. Na przykład,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Kwasy beztlenowe nie mają bezwodników.

Kwasy wzięły swoją nazwę od nazwy pierwiastka kwasotwórczego (środka kwasotwórczego) z dodatkiem końcówek „naya” i rzadziej „vaya”: H 2 SO 4 - siarkowy; H 2 SO 3 – węgiel; H 2 SiO 3 – krzem itp.

Pierwiastek może tworzyć kilka kwasów tlenowych. W tym przypadku wskazanymi końcówkami nazw kwasów będą te, w których pierwiastek wykazuje wyższą wartościowość (cząsteczka kwasu zawiera dużą zawartość atomów tlenu). Jeśli pierwiastek będzie miał niższą wartościowość, końcówka nazwy kwasu będzie „pusta”: HNO 3 - azotowy, HNO 2 - azotowy.

Kwasy można otrzymać przez rozpuszczenie bezwodników w wodzie. Jeżeli bezwodniki są nierozpuszczalne w wodzie, kwas można otrzymać przez działanie innego, silniejszego kwasu na sól żądanego kwasu. Metoda ta jest typowa zarówno dla kwasów tlenowych, jak i beztlenowych. Kwasy beztlenowe otrzymuje się także poprzez bezpośrednią syntezę z wodoru i niemetalu, a następnie rozpuszczenie powstałego związku w wodzie:

H2 + Cl2 → 2HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Roztwory powstałych substancji gazowych HCl i H2S są kwasami.

W normalnych warunkach kwasy występują zarówno w stanie ciekłym, jak i stałym.

Właściwości chemiczne kwasów

Roztwory kwasów działają na wskaźniki. Wszystkie kwasy (z wyjątkiem krzemowego) są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Substancje specjalne - wskaźniki pozwalają określić obecność kwasu.

Wskaźniki to substancje o złożonej budowie. Zmieniają kolor w zależności od interakcji z różnymi substancjami chemicznymi. W roztworach neutralnych mają jeden kolor, w roztworach zasad inny kolor. Podczas interakcji z kwasem zmieniają kolor: pomarańczowy wskaźnik metylowy zmienia kolor na czerwony, a wskaźnik lakmusowy również zmienia kolor na czerwony.

Interakcja z bazami z utworzeniem wody i soli, która zawiera niezmienioną resztę kwasową (reakcja neutralizacji):

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Oddziałuj z tlenkami zasadowymi z utworzeniem wody i soli (reakcja neutralizacji). Sól zawiera pozostałość kwasową kwasu użytego w reakcji zobojętniania:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Interakcja z metalami. Aby kwasy mogły oddziaływać z metalami, muszą zostać spełnione pewne warunki:

1. metal musi być dostatecznie aktywny wobec kwasów (w szeregu aktywności metali musi znajdować się przed wodorem). Im bardziej na lewo w szeregu aktywności znajduje się metal, tym intensywniej oddziałuje z kwasami;

2. kwas musi być wystarczająco mocny (to znaczy zdolny do oddawania jonów wodoru H +).

Kiedy zachodzą reakcje chemiczne kwasu z metalami, powstaje sól i wydziela się wodór (z wyjątkiem interakcji metali z kwasem azotowym i stężonym kwasem siarkowym):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Nadal masz pytania? Chcesz wiedzieć więcej o kwasach?
Aby uzyskać pomoc od nauczyciela -.
Pierwsza lekcja jest bezpłatna!

blog.site, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do oryginalnego źródła.

Nazwy niektórych kwasów i soli nieorganicznych

Formuły kwasowe	Nazwy kwasów	Nazwy odpowiednich soli
HClO4	chlor	nadchlorany
HClO3	podchlorawy	chlorany
HClO2	chlorek	chloryny
HClO	podchlorawy	podchloryny
H5IO6	jod	nadjodaty
HIO 3	jod	jodany
H2SO4	siarkowy	siarczany
H2SO3	siarkowy	siarczyny
H2S2O3	tiosiarka	tiosiarczany
H2S4O6	tetrationowy	tetrationiany
HNO3	azot	azotany
HNO2	azotowy	azotyny
H3PO4	ortofosforowy	ortofosforany
HPO 3	metafosforowy	metafosforany
H3PO3	fosfor	fosforyny
H3PO2	fosfor	podfosforyny
H2CO3	węgiel	węglany
H2SiO3	krzem	krzemiany
HMnO4	mangan	nadmanganiany
H2MnO4	mangan	manganiany
H2CrO4	chrom	chromiany
H2Cr2O7	dichrom	dwuchromiany
HF	fluorowodór (fluorek)	fluorki
HCl	solny (chlorowodorowy)	chlorki
HBr	bromowodorowy	bromki
CZEŚĆ	jodowodór	jodki
H2S	siarkowodór	siarczki
HCN	cyjanowodór	cyjanki
HOCN	cyjan	cyjaniany

Przypomnę krótko, na konkretnych przykładach, jak należy poprawnie nazywać sole.

Przykład 1. Sól K 2 SO 4 tworzy reszta kwasu siarkowego (SO 4) i metal K. Sole kwasu siarkowego nazywane są siarczanami. K 2 SO 4 - siarczan potasu.

Przykład 2. FeCl 3 - sól zawiera żelazo i resztę kwasu solnego (Cl). Nazwa soli: chlorek żelaza (III). Uwaga: w tym przypadku musimy nie tylko nazwać metal, ale także wskazać jego wartościowość (III). W poprzednim przykładzie nie było to konieczne, ponieważ wartościowość sodu jest stała.

Ważne: nazwa soli powinna wskazywać wartościowość metalu tylko wtedy, gdy metal ma zmienną wartościowość!

Przykład 3. Ba(ClO) 2 - sól zawiera bar i resztę kwasu podchlorawego (ClO). Nazwa soli: podchloryn baru. Wartościowość metalu Ba we wszystkich jego związkach wynosi dwa; nie trzeba tego podawać.

Przykład 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Grupa NH4 nazywa się amonem, wartościowość tej grupy jest stała. Nazwa soli: dichromian amonu (dichromian).

W powyższych przykładach zetknęliśmy się jedynie z tzw. sole średnie lub normalne. Sole kwaśne, zasadowe, podwójne i złożone, sole kwasów organicznych nie będą tutaj omawiane.

Fizyczne i chemiczne wyrażenia części, ułamków i ilości substancji. Jednostka masy atomowej, a.m.u. Mol substancji, stała Avogadra. Masa cząsteczkowa. Względna masa atomowa i cząsteczkowa substancji. Udział masowy pierwiastka chemicznego

Struktura materii. Jądrowy model budowy atomu. Stan elektronu w atomie. Wypełnianie orbitali elektronami, zasada najmniejszej energii, reguła Klechkowskiego, zasada Pauliego, reguła Hunda

Prawo okresowości we współczesnym ujęciu. Układ okresowy. Fizyczne znaczenie prawa okresowości. Struktura układu okresowego. Zmiany właściwości atomów pierwiastków chemicznych głównych podgrup. Plan charakterystyk pierwiastka chemicznego.

Układ okresowy Mendelejewa. Wyższe tlenki. Lotne związki wodoru. Rozpuszczalność, względne masy cząsteczkowe soli, kwasów, zasad, tlenków, substancji organicznych. Szeregi elektroujemności, aniony, aktywności i napięcia metali

Elektrochemiczne szeregi aktywności metali i wodoru, elektrochemiczne szeregi napięć metali i wodoru, szeregi elektroujemności pierwiastków chemicznych, szeregi anionów

Wiązanie chemiczne. Koncepcje. Reguła oktetu. Metale i niemetale. Hybrydyzacja orbitali elektronowych. Elektrony walencyjne, pojęcie wartościowości, pojęcie elektroujemności

Rodzaje wiązań chemicznych. Wiązanie kowalencyjne - polarne, niepolarne. Charakterystyka, mechanizmy powstawania i rodzaje wiązań kowalencyjnych. Wiązanie jonowe. Stan utlenienia. Połączenie metalowe. Wiązanie wodorowe.

Reakcje chemiczne. Pojęcia i charakterystyka, Prawo zachowania masy, Rodzaje (związki, rozkład, podstawienie, wymiana). Klasyfikacja: odwracalne i nieodwracalne, egzotermiczne i endotermiczne, redoks, jednorodne i niejednorodne

Teraz jesteś tutaj: Najważniejsze klasy substancji nieorganicznych. Tlenki. Wodorotlenki. Sól. Kwasy, zasady, substancje amfoteryczne. Najważniejsze kwasy i ich sole. Pokrewieństwo genetyczne najważniejszych klas substancji nieorganicznych.

Chemia niemetali. Halogeny. Siarka. Azot. Węgiel. Gazy szlachetne

Chemia metali. Metale alkaliczne. Elementy grupy IIA. Aluminium. Żelazo

Wzory przebiegu reakcji chemicznych. Szybkość reakcji chemicznej. Prawo akcji masowej. Reguła Van't Hoffa. Odwracalne i nieodwracalne reakcje chemiczne. Bilans chemiczny. Zasada Le Chateliera. Kataliza

Rozwiązania. Dysocjacja elektrolityczna. Pojęcia, rozpuszczalność, dysocjacja elektrolityczna, teoria dysocjacji elektrolitycznej, stopień dysocjacji, dysocjacja kwasów, zasad i soli, środowiska obojętne, zasadowe i kwaśne

Reakcje w roztworach elektrolitów + Reakcje redoks. (Reakcje wymiany jonowej. Tworzenie słabo rozpuszczalnej, gazowej, lekko dysocjującej substancji. Hydroliza wodnych roztworów soli. Utleniacz. Reduktor.)

Klasyfikacja związków organicznych. Węglowodory. Pochodne węglowodorów. Izomeria i homologia związków organicznych

Najważniejsze pochodne węglowodorów: alkohole, fenole, związki karbonylowe, kwasy karboksylowe, aminy, aminokwasy