Definicje: Związki nieorganiczne

Nazwy reszt kwasowych

• $\text{Cl}$ — chlorek, $\text{SO}_4$ — siarczan(VI), $\text{NO}_3$ — azotan(V), $\text{CO}_3$ — węglan.

Nazwa soli

„nazwa reszty" + „nazwa metalu": $\text{NaCl}$ — chlorek sodu, $\text{CaCO}_3$ — węglan wapnia, $\text{K}_2\text{SO}_4$ — siarczan(VI) potasu.

Najważniejsze kwasy beztlenowe

• kwas chlorowodorowy (solny) $\text{HCl}$ — roztwór chlorowodoru w wodzie; obecny w żołądku,
• kwas siarkowodorowy $\text{H}_2\text{S}$ — roztwór siarkowodoru (o zapachu zgniłych jaj).

Otrzymywanie

Najpierw łączymy wodór z niemetalem (np. $\text{H}_2 + \text{Cl}_2 \rightarrow 2\text{HCl}$), a powstały gaz rozpuszczamy w wodzie — otrzymujemy kwas.

Najważniejsi przedstawiciele

• $\text{H}_2\text{SO}_4$ — kwas siarkowy(VI),
• $\text{HNO}_3$ — kwas azotowy(V),
• $\text{H}_2\text{CO}_3$ — kwas węglowy (w wodzie gazowanej).

Otrzymywanie

Tlenek kwasowy reaguje z wodą, tworząc kwas:

$\text{SO}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{H}_2\text{SO}_4$, $\quad \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{H}_2\text{CO}_3$

Główne sposoby

• zobojętnianie: kwas + zasada → sól + woda,
  $\text{HCl} + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$,
• metal + kwas: → sól + wodór,
  $\text{Zn} + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{ZnSO}_4 + \text{H}_2$,
• tlenek metalu + kwas: → sól + woda,
  $\text{CuO} + 2\text{HCl} \rightarrow \text{CuCl}_2 + \text{H}_2\text{O}$.

Najważniejsze właściwości

• odczyn zasadowy (pH > 7), barwią fenoloftaleinę na malinowo,
• są żrące — powodują oparzenia (ostrożnie z NaOH, KOH!),
• reagują z kwasami: zasada + kwas → sól + woda (zobojętnianie),
• reagują z tlenkami kwasowymi.

Otrzymywanie

Aktywny metal + woda (np. $2\text{Na} + 2\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{NaOH} + \text{H}_2$) lub tlenek zasadowy + woda ($\text{CaO} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{Ca(OH)}_2$).

Najważniejsze kwasy

• $\text{HCl}$ — kwas chlorowodorowy (solny),
• $\text{H}_2\text{SO}_4$ — kwas siarkowy(VI),
• $\text{HNO}_3$ — kwas azotowy(V),
• $\text{H}_2\text{CO}_3$ — kwas węglowy, $\text{H}_2\text{S}$ — kwas siarkowodorowy.

Ustalanie wzoru

Grupa OH jest zawsze jednowartościowa, więc liczba grup OH równa jest wartościowości metalu:

• sód (I) → $\text{NaOH}$,
• wapń (II) → $\text{Ca(OH)}_2$,
• glin (III) → $\text{Al(OH)}_3$.

Nazwy

„wodorotlenek" + nazwa metalu (z wartościowością, gdy zmienna): $\text{NaOH}$ — wodorotlenek sodu, $\text{Fe(OH)}_3$ — wodorotlenek żelaza(III).

Podział kwasów

• tlenowe — reszta zawiera tlen (np. $\text{H}_2\text{SO}_4$, $\text{HNO}_3$, $\text{H}_3\text{PO}_4$, $\text{H}_2\text{CO}_3$),
• beztlenowe — bez tlenu (np. $\text{HCl}$, $\text{H}_2\text{S}$).

Dysocjacja kwasów

W roztworze wodnym kwas rozpada się na kationy wodoru i anion reszty kwasowej:

$\text{HCl} \rightarrow \text{H}^+ + \text{Cl}^-$, $\quad \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow 2\text{H}^+ + \text{SO}_4^{2-}$

Obecność jonów $\text{H}^+$ (właściwie $\text{H}_3\text{O}^+$) nadaje roztworowi odczyn kwasowy (barwi oranż metylowy na czerwono).

Nazwy poszczególnych grup

• tlenki: „tlenek" + nazwa pierwiastka (+ wartościowość), np. $\text{CuO}$ — tlenek miedzi(II), $\text{CO}_2$ — tlenek węgla(IV),
• wodorotlenki: „wodorotlenek" + nazwa metalu (+ wartościowość), np. $\text{Fe(OH)}_3$ — wodorotlenek żelaza(III),
• kwasy: „kwas" + nazwa + wartościowość (tlenowe), np. $\text{H}_2\text{SO}_4$ — kwas siarkowy(VI), $\text{H}_2\text{SO}_3$ — kwas siarkowy(IV),
• sole: nazwa reszty + nazwa metalu (+ wartościowość), np. $\text{FeCl}_3$ — chlorek żelaza(III), $\text{Na}_2\text{CO}_3$ — węglan sodu.

Nazwy reszt kwasowych

$\text{Cl}^-$ — chlorek, $\text{SO}_4^{2-}$ — siarczan(VI), $\text{SO}_3^{2-}$ — siarczan(IV), $\text{NO}_3^-$ — azotan(V), $\text{CO}_3^{2-}$ — węglan, $\text{PO}_4^{3-}$ — fosforan(V).

Powstawanie — reakcja zobojętniania

Najważniejszy sposób otrzymywania soli to reakcja kwasu z zasadą:

$\text{HCl} + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$

Powstaje sól i woda. Metal (z zasady) łączy się z resztą kwasową (z kwasu).

Dysocjacja soli

$\text{NaCl} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{Cl}^-$, $\quad \text{Al}_2(\text{SO}_4)_3 \rightarrow 2\text{Al}^{3+} + 3\text{SO}_4^{2-}$

Podział tlenków

• kwasowe — tlenki niemetali; z wodą dają kwasy (np. $\text{CO}_2$, $\text{SO}_3$, $\text{N}_2\text{O}_5$),
• zasadowe — tlenki metali; z wodą dają zasady (np. $\text{Na}_2\text{O}$, $\text{CaO}$),
• amfoteryczne — reagują i z kwasami, i z zasadami (np. $\text{Al}_2\text{O}_3$, $\text{ZnO}$),
• obojętne — nie reagują ani z kwasami, ani z zasadami (np. $\text{CO}$, $\text{NO}$).

Reakcje z wodą

• $\text{SO}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{H}_2\text{SO}_4$ (tlenek kwasowy → kwas),
• $\text{CaO} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{Ca(OH)}_2$ (tlenek zasadowy → zasada).

Podział wodorków

• wodorki metali — jonowe; wodór występuje jako anion wodorkowy $\text{H}^-$ (np. $\text{NaH}$, $\text{CaH}_2$),
• wodorki niemetali — kowalencyjne (cząsteczkowe), np. $\text{HCl}$, $\text{H}_2\text{S}$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$.

Charakter chemiczny wodorków niemetali

• kwasowy — fluorowcowodory i $\text{H}_2\text{S}$; ich roztwory wodne to kwasy (np. $\text{HCl}$ → kwas solny),
• zasadowy — amoniak $\text{NH}_3$ (roztwór ma odczyn zasadowy),
• obojętny — metan $\text{CH}_4$.

Zasady i wodorotlenki amfoteryczne

• Zasady — wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie, dysocjujące na jony (np. $\text{NaOH}$, $\text{KOH}$, $\text{Ca(OH)}_2$),
• amfoteryczne — reagują i z kwasami, i z zasadami (np. $\text{Al(OH)}_3$, $\text{Zn(OH)}_2$).

Dysocjacja jonowa

Zasady w roztworze wodnym rozpadają się na kationy metalu i aniony wodorotlenowe:

$\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{OH}^-$

Obecność jonów $\text{OH}^-$ nadaje roztworowi odczyn zasadowy (barwi fenoloftaleinę na malinowo).