Założenia atomistycznej teorii budowy materii Wszystkie substancje składają się z niezmiernie małych, niepodzielnych cząstek, zwanych atomami, zachowujących swoją indywidualność we wszystkich przemianach chemicznych. Atomy danego pierwiastka są identyczne pod każdym względem, m.in. mają jednakową masę. Atomy różnych pierwiastków różnią się swoimi własnościami, mają też różne masy. Związki chemiczne powstają wskutek łączenia się atomów różnych pierwiastków w określonych i stałych stosunkach liczbowych. Masy atomów nie ulegają zmianie w czasie reakcji chemicznej.

Prawo zachowania masy – we wszystkich reakcjach chemicznych masa produktów równa się masie substancji wyjściowych (substratów). Prawo stosunków stałych – stosunek ilości wagowych pierwiastków łączących się w dany związek jest stały. Prawo stosunków wielokrotnych – jeżeli dwa pierwiastki tworzą ze sobą dwa lub więcej związków, to ilości wagowe jednego z nich, łączące się w tych związkach z tą samą ilością wagową drugiego, mają się do siebie jak proste liczby naturalne. Prawo objętościowe Gay-Lussaca – objętości substancji gazowych (mierzonych w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem) biorących udział w danej reakcji chemicznej mają się do siebie jak proste liczby naturalne. Hipoteza Avogadro – jednakowe objętości dwóch różnych gazów znajdujących się w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem zawierają jednakową liczbę cząsteczek

Stała Avogadra – 6,0221·1023 1 mol = 6,0221·1023 sztuk: cząsteczek, jonów, atomów, elektronów, protonów…)

Części składowe atomu Atom jest elektrycznie obojętną mikrostruktrą zbudowaną z dodatnio naładowanego jądra otoczonego zespołem ujemnych elektronów. Stanowi on najmniejszą ilość pierwiastka zachowującą jego właściwości. cząstka symbol masa [u] masa przybliżona [u] ładunek [e] proton p 1,007278 1 +1 neutron n 1,008615 elektron e 0,000548 -1

Atomowa jednostka masy – jest to masy atomu węgla C-12 Elementarna jednostka ładunku – jest to wartość równa ładunkowi elektrycznemu jaki ma elektron e 1,6 ·10-19C

N = A – Z, N – liczba neutronów w danym jądrze atomowym Liczba atomowa Z – określa liczbę protonów w danym atomie Liczba masowa A - określa sumę protonów i neutronów w danym atomie N = A – Z, N – liczba neutronów w danym jądrze atomowym nukleon - suma protonów i neutronów w jądrze atomowym

Pierwiastek chemiczny – zbiór atomów o tej samej wartości liczby masowej A i atomowej Z Izotopy – zbiór atomów o tej samej liczbie atomowej Z, a różnej wartości liczby masowej A Izobary – zbiór atomów o tej samej wartości liczby masowej A i różnej liczbie atomowej Z

Budowa atomu wodoru teoria Nielsa Bohra Bohr przyjął za punkt wyjścia model jądrowy Rutherforda: zakładający, że w geometrycznym środku atomu znajduje się jądro wokół, którego krąży elektron

Postulaty Bohra Postulat I Elektron w atomie może przebywać w jednym z wielu stanów energetycznych ( tzw. stanów stacjonarnych), w których jego energia ma ściśle określoną stałą wartość m – masa elektronu, V – prędkość, r – promień orbity, h=6,625 ·10-34J ·s - stała Plancka, n – kolejne liczby całkowite

Postulat II Elektron może pobrać kwant energii docierającej do atomu z zewnątrz i przejść do stanu stacjonarnego o wyższej energii lub może oddać kwant energii w formie fali elektromagnetycznej i przejść do stanu stacjonarnego o niższej energii

Schemat powstawania serii widma emisyjnego wodoru.

Podstawy współczesnej teorii kwantowej Elektron w atomie może przebywać w jednym z wielu możliwych stanów tzw. stanów kwantowych, z których każdy jest określony skwantowanymi wartościami wielkości: energii (n)- główna liczba kwantowa, momentu pędu (krętu) (l) – orbitalna (poboczna) liczba kwantowa, rzutu momentu pędu na wyróżniony kierunek (m) – magnetyczna liczba kwantowa, spinu (S) – spinowa liczba kwantowa, rzutu spinu na wyróżniony kierunek (ms) – magnetyczna spinowa liczba kwantowa.

Operator H działa na funkcję Y = (energia całkowita) razy funkcja Y W żadnym stanie kwantowym elektron nie wypromieniowuje ani nie pochłania energii, nie zmienia wartości momentu pędu i spinu ani ich orientacji przestrzennej Nie można określić równocześnie dokładnego położenia i pędu elektronu w danej chwili – zasada nieoznaczoności Heisenberga Ruch elektronu w atomie można opisać równaniem różniczkowym (równaniem Schrödingera), którego rozwiązaniem są funkcje falowe i odpowiadające im wartości energii HY = EY Operator H działa na funkcję Y = (energia całkowita) razy funkcja Y

Główna liczba kwantowa n decyduje o wielkości orbitalu Dla każdego stanu kwantowego można obliczyć prawdopodobieństwo przebywania elektronu w danej odległości od jądra oraz określić kształt i rozmiary orbitalu atomowego. Orbital atomowy jest to najmniejszy obszar przestrzeni wokółjądrowej, wewnątrz którego prawdopodobieństwo znalezienia elektronu ma określoną wartość (90%) Zbiór stanów kwantowych o wspólnej wartości głównej liczby kwantowej n – nazywamy powłoką elektronową; liczba stanów kwantowych jest określona iloczynem 2n2 wartość n 1 2 3 4 5 6 7 ... nazwa powłoki K L M N O P Q ... Główna liczba kwantowa n decyduje o wielkości orbitalu

symbol podpowłoki s p d f g h i ... Zbiór stanów kwantowych, z których wszystkie mają wspólną wartość głównej liczby kwantowej n oraz wspólną wartość orbitalnej liczby kwantowej l – nazywamy podpowłoką kwantową – liczba stanów kwantowych wynosi 4l+2 wartość l 0 1 2 3 4 5 6 ... symbol podpowłoki s p d f g h i ... Orbitalna liczba kwantowa l decyduje o kształcie orbitalu Orbitalna liczba kwantowa l przyjmuje wartości od 0 do (n-1)

Zbiór stanów kwantowych o wspólnych wartościach głównej n, orbitalnej l i magnetycznej m liczby kwantowej – nazywamy poziomem orbitalnym. Liczba poziomów orbitalnych w powłoce wynosi n2, a w podpowłoce 2l+1. Do każdego poziomu orbitalnego należą dwa stany kwantowe różniące się orientacją przestrzenną spinu. magnetyczna liczba kwantowa m decyduje o orientacji przestrzennej orbitalu. magnetyczna liczba kwantowa m przyjmuje następujące wartości: od –l do +l z zerem włącznie

Spinowa liczba kwantowa S nie wpływa na zróżnicowanie stanów kwantowych i przyjmuje wartość równą ½ Magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms określa liczbę stanów kwantowych w poziomie orbitalnym i przyjmuje wartość –1/2 lub +1/2 Elektron może absorbować kwant energii docierający do atomu z zewnątrz i przejść do stanu kwantowego o wyższej energii lub może emitować do otoczenia kwant energii w formie fali elektro magnetycznej przechodząc do stanu o niższej energii

Kształty orbitali Orbital typu s Orbitale typu p

Orbitale typu d

Wektor orbitalnego momentu L jest skwantowany w przestrzeni Wektor orbitalnego momentu L jest skwantowany w przestrzeni. Względem danego kierunku z dozwolone są jedynie pewne ustawienia wektora L.

Modele atomu wodoru

Konfiguracja elektronowa Konfiguracja elektronowa, czyli rozmieszczenie elektronów w atomie, daje chemikowi cenne informacje, pozwalające przewidywać właściwości i zachowanie się pierwiastka w różnych warunkach oraz reakcje chemiczne, w jakie może wchodzić

Rozmieszczenie elektronów na poziomach kwantowych powłoka l pod m ms Największa możliwa liczba elektronów W podpowłoce W powłoce 1 K 0 (s) 1s 2 L 1 (p) 2s 2p +1,0,-1 6 8 3 M 2 (d) 3s 3p 3d +2, +1,0, -1,-2 10 18 4 N 3 (f) 4s 4p 4d 4f +3,+2, +1,0, -1,-2,-3 14 32 5 O 4 (g) 5s 5p 5d 5f 5g +4,+3,+2, +1,0, -1,-2,-3,-4 50

Zakaz Pauliego : W atomie nie mogą istnieć dwa elektrony, których stan kwantowy nie różniłby się przynajmniej jedną liczbą kwantową Zasada Hunda Liczba niesparowanych elektronów w danej podpowłoce powinna być możliwie największa Pary elektronów w danej podpowłoce tworzą się dopiero po zapełnieniu wszystkich poziomów orbitanych danej podpowłoki przez elektrony niesparowane elektrony niesparowane w poziomach orbitalnych danej podpowłoki mają jednakową wartość spinu

Kolejność obsadzania poziomów energetycznych

Przykłady konfiguracji elektronowej Sód 1s22s22p63s1 1s2 2s2 2p6 3s1 Żelazo 1s22s22p63s23p63d64s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

Elektrony walencyjne Elektrony znajdujące się na ostatniej powłoce słabo związane z jądrem atomu – decydują o właściwościach chemicznych danego pierwiastka

Układ okresowy pierwiastków Prawo okresowości w swojej współczesnej wersji mówi, że właściwości pierwiastków chemicznych uporządkowanych według wzrastających liczb atomowych Z powtarzają się okresowo.

Okresowość cech chemicznych Własności chemiczne, a szczególnie okresowość ich zmian można odczytać z katalogu elektronów. Najprostsze zależności występują w przypadku pierwiastków grup głównych. Podczas tworzenia wiązania elektrony są tak oddawane, pobierane lub rozdzielane między partnerami wiązania, aby została osiągnięta najbliższa konfiguracja gazu szlachetnego.

Konfiguracji gazu szlachetnego odpowiada ośmioelektronowa powłoka zewnętrzna, mówi się wtedy o tworzeniu oktetu lub o regule oktetu. W tych przegrupowaniach elektronów towarzyszących tworzeniu się związku chemicznego uczestniczą tylko elektrony walencyjne. Ponieważ zarówno liczba elektronów walencyjnych, jak i liczba niesparowanych elektronów powtarzają się z określoną prawidłowością, to uzależnione od nich właściwości chemiczne zmieniają się okresowo. Pierwiastki znajdujące się jeden pod drugim mają jednakowe liczby elektronów walencyjnych, a zatem tworzą też szeregi związków o jednakowym wzorze ogólnym. W obrębie danej grupy właściwości zmieniają się monotonicznie, natomiast w obrębie jednego okresu własności te zmieniają się skokowo od grupy do grupy.

Promień atomowy Promień atomy pierwiastka definiuje się jako połowę odległości między środkami sąsiednich atomów. Jeśli pierwiastek jest metalem chodzi o odległość między środkami sąsiednich atomów w fazie stałej – np. odległość między sąsiednimi jądrami atomów miedzi wynosi 256 pm to promień atomowy jest równy 128 pm. Jeśli pierwiastek jest niemetalem, to rozpatrujemy odległość między środkami atomów połączonych wiązaniem chemicznym – połowę tej odległości nazywamy wtedy promieniem kowalencyjnym, np. odległość między jądrami chloru w cząsteczce Cl2 wynosi 198 pm, więc promień atomowy jest równy 99 pm. Promienie atomowe wzrastają ku dołowi grupy i maleją w okresie od strony lewej do prawej

Promień jonowy Promień jonowy pierwiastka jest określany jako udział w odległości między sąsiednimi jonami w jonowej substancji stałej. Odległość między jadrami kationu i sąsiadującego z nim anionu jest sumą dwóch promieni jonowych. Promienie jonowe kationów są z reguły mniejsze niż promienie anionów. Na ogół promienie jonowe wzrastają ku dołowi grupy i maleją w okresie od strony lewej do prawej. Kationy są mniejsze, a aniony – większe od swych macierzystych atomów.

Energia jonizacji Jest to energia potrzebna do oderwania elektronu od atomu pierwiastka w fazie gazowej - pierwsza energia jonizacji Cu(g) → Cu(g)+ + e- I1=785 kJ/mol Druga energia jonizacji jest to energia potrzebna do oderwania elektronu od pojedynczo naładowanego kationu w fazie gazowej Cu(g)+ → Cu(g)2+ + e- I2=1958 kJ/mol Wszystkie energie jonizacji są dodatnie, ponieważ oderwanie elektronu od atomu wymaga dostarczenia energii. Pierwsze energie jonizacji są największe dla pierwiastków położonych bliska hel, a najmniejsze dla pierwiastków położonych blisko cezu. Metale mają niskie wartości energii jonizacji , więc łatwo tracą elektrony.

Potencjały jonizacyjne, w zależności od wzrastającej liczby atomowej pierwiastków. Pierwszy potencjał jonizacji pierwiastki I, II i III okresu .

Powinowactwo elektronowe Ep,e – jest to energia wydzielona podczas przyłączenia elektronu do atomu pierwiastka w stanie gazowym Cl(g) + e- → Cl(g)- Dodatnie powinowactwo elektronowe oznacza, że energia anionu jest mniejsza od łącznej energii atomu i swobodnego elektronu. Największą wartość powinowactwa elektronowego posiadają pierwiastki położone blisko tlenu, fluoru i chloru

Podsumowanie Wszystkie pierwiastki bloku s są reaktywnymi metalami Pierwiastki bloku p wykazują tendencje do przyłączania elektronów w celu osiągnięcia zamkniętych powłok; charakter tych pierwiastków zmienia się od metalicznego, poprzez półmetaliczny , do niemetalicznego. Dwa powiązane diagonalnie pierwiastki często wykazują podobne właściwości chemiczne Wszystkie pierwiastki bloku d są metalami o właściwościach pośrednich między właściwościami pierwiastków bloku s i p. Wiele pierwiastków bloku d tworzy kationy na różnych stopniach utlenienia

Pierwiastki, których atomy w reakcjach chemicznych przyłączają elektrony, przyjmując w związkach ujemne stopnie utlenienia lub tworzą jony ujemne - nazywamy elektroujemnymi. Pierwiastki, których atomy w reakcjach chemicznych "tracą" elektrony lub tworzą jony dodatnie - nazywamy elektrododatnimi

Skala elektroujemności Paulinga: Oparta jest na wartości energii wiązań Energia wiązania jest równa różnicy między energią cząsteczki a energią tworzących ją atomów W przypadku cząsteczek dwuatomowych energia wiązania odpowiada energii potrzebnej do rozerwania cząsteczki na atomy Skala elektroujemności pozwala na przybliżone szacowanie trwałości i mocy wiązań.

Skala elektroujemności Paulinga

Teorie tworzenia wiązań chemicznych: elektronowa teoria wiązania chemicznego –(Kossel, Lewis (1916) Langmuir (1919)) : opiera się na trwałości konfiguracji oktetowej i w sposób jednolity na podstawie reguły oktetu i dubletu wyjaśnia różne typy i liczby wiązań w związkach chemicznych. kwantowa teoria tworzenia wiązań chemicznych: teoria orbitali molekularnych (MO) –zakłada, że wiążące elektrony zajmują orbitale molekularne, przypominające orbitale atomowe, lecz obejmujące całe cząsteczki teoria wiązań walencyjnych (VB)- opisuje powstanie wiązania jako wynik sparowania elektronów w orbitalach atomowych łączących się atomów

Wiązania chemiczne Cząsteczki powstają w wyniku połączenia się dwóch lub więcej atomów. Atomy łączą się ze sobą tylko wtedy, gdy energia cząsteczki jest mniejsza od sumy energii poszczególnych atomów. Oznacza to, że proces tworzenia się cząsteczki powinien być energetycznie korzystny, a więc powinien prowadzić do osiągnięcia przez układ minimum energii. A to oznacza, że w procesie łączenia się atomów w cząsteczkę jest uwalniana energia. Najczęściej uwalniana energia ma postać ciepła. wszystkie atomy podczas reakcji chemicznych dążą do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliższego gazu szlachetnego, czyli posiadania ośmiu elektronów - oktetu elektronowego na zewnętrznej powłoce, lub posiadania dwóch elektronów - dubletu elektronowego

Wielkości charakteryzujące wiązanie energia dysocjacji (energia wiązania) odległość pomiędzy atomami (długość wiązania) kąt pomiędzy kierunkami wiązań (kąt walencyjny).

Typy wiązań chemicznych wiązanie jonowe czyli elektrowalencyjne wiązanie atomowe czyli kowalencyjne wiązanie pośrednie czyli atomowe spolaryzowane (kowalencyjne spolaryzowane) wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne) wiązanie wodorowe wiązanie międzycząsteczkowe czyli wiązanie siłami van der Waalsa

Wiązanie jonowe (elektrowalencyjne) Wiązania jonowe występują w układach złożonych z atomów skrajnie różniących się elektroujemnością

Wiązanie atomowe (kowalencyjne) Wiązania atomowe (kowalencyjne) powstają, gdy łączą się z sobą atomy pierwiastków elektroujemnych o takich samych wartościach elektroujemnością

Wiązanie atomowe (kowalencyjne) spolaryzowane Wiązanie atomowe spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między jonowym a atomowym; powstaje wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków różniących się elektroujemnością, lecz nie tak znacznie jak w przypadku tworzenia wiązania jonowego.

Wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne) Wiązanie donorowo-akceptorowe tym różni się od wiązania atomowego lub atomowego spolaryzowanego, że para elektronowa tworzących wiązanie oddawana jest przez jeden z dwóch łączących się atomów.

Wiązanie metaliczne Pojęcie wiązania metalicznego stosowane jest dla scharakteryzowania wiązania chemicznego istniejącego pomiędzy atomami metalu w stanie stałym kiedy mamy do czynienia z tzw. siecią metaliczną.

Wiązanie wodorowe Wiązanie wodorowe tworzy się pomiędzy atomem wodoru związanym z atomem o dużej elektroujemności, a atomem z wolnymi parami elektronowymi.

Wiązania van der Waalsa Siły van der Waalsa są wynikiem wzajemnego oddziaływania elektronów i jąder w cząsteczkach - polegają one na przyciąganiu się szybkozmiennych albo falujących dipoli. W wyniku ruchu elektronów walencyjnych gęstość ładunku ujemnego na zewnętrznej powłoce atomów ulega szybkim fluktuacjom wzbudzając podobną fluktuację w powłoce walencyjnej sąsiednich atomów. Powstają szybkozmienne dipole, które wzajemnie przyciągają się zwiększając, w miarę zbliżania się, wzajemną polaryzację elektronową.

Teoria orbitali molekularnych Teoria ta zakłada, że podczas powstawania wiązania chemicznego chmury elektronowe orbitali (zawierających niesparowany elektron) każdego z wiążących się atomów przenikają się lub nakładają nawzajem i powstają w ten sposób tzw. orbitale molekularne. Przy kombinacji dwu orbitali atomowych tworzą się dwa energetycznie różne orbitale cząsteczkowe: jeden (nisko energetyczny) wiążący (σ1s) gdy występuje interferencja konstruktywna- amplitudy fal się dodają Ψ = ΨA + ΨB i jeden (wysoko energetyczny) antywiążący (σ*1s) – interferencja destruktywna – amplitudy fal się odejmują Ψ = ΨA - ΨB

wiązanie  Nakładanie się osiowe orbitali s Nakładanie się osiowe orbitali s i p

Nakładanie się osiowe orbitali p

Nakładanie boczne orbitali p Wiązanie 

Teoria wiązań walencyjnych Teoria wiązań walencyjnych opisuje powstawanie wiązania jako wynik sparowania elektronów w orbitalach atomowych łączących się atomów. Punktem wyjścia dla tej teorii jest założenie, że w cząsteczce nie jest możliwe odróżnienie elektronu (1) należącego do atomu A od elektronu (2) należącego do atomu B. nie można traktować orbitali atomowych w cząsteczce w izolacji od siebie bez uwzględnienia ich wzajemnego oddziaływania, jeżeli takie oddziaływanie może doprowadzić do zmniejszenia energii wewnętrznej układu. przez wzajemne "wymieszanie" orbitalu s i orbitalu p powstają korzystniejsze dla tworzenia wiązań chemicznych, dwa równorzędne orbitale sp.

Hybrydyzacja Proces tworzenia takich orbitali nazywamy hybrydyzacją, a powstałe w ten sposób orbitale - orbitalami zhybrydyzowanymi

Hybrydyzacja sp - liniowa Typy orbitali zhybrydyzowanych Cząsteczka BeH2 Hybrydyzacja sp - liniowa H---Be---H

Hybrydyzacja sp2 - trygonalna Cząsteczka BF3

Hybrydyzacja sp3 - tetraedryczna Cząsteczka CH4

Przykłady orbitali zhybrydyzowanych

Podsumowanie Różnica między teorią MO a teorią VB polega na tym, że orbital molekularny określa obszar przestrzeni, który może , ale nie musi, być zajęty przez najwyżej dwa elektrony. Orbital molekularny tworzy się przez nałożenie orbitali atomowych, a elektrony wprowadza się później. W teorii VB elektrony uczestniczą w łączeniu się orbitali i nigdy nie myślimy o „pustym” obszarze wiążącym

Nazwy jonów dodatnich – kationy nazwę kationu tworzy się od nazwy pierwiastka w dopełniaczu Li+ - jon litu Cu2+ - jon miedzi II Hg22+ - jon dirtęci I H+ - jon wodoru I lub hydron- (gdy liczba przyłączonych cząsteczek nie jest znana lub nieistotna) H3O+ - jon oksoniowy lub oksonium NH4+ - jon amonu lub jon amonowy, amonium, azanium UO22+ - jon uranylowy VI lub jon dioksouranu VI

Nazwy anionów tworzy się za pomocą końcówki „-owy” dołączonej do nazwy grupy lub pierwiastka O3- - jon tritlenkowy (-1) nazwa dopuszczalna anion ozonkowy N3- - jon triazotkowy(1-) NO3- - jon azotanowy V HSO4- - jon wodorosiarczanowy VI SCN- - jon tiocyjnianowy H- - jon wodorkowy OH- - anion wodorotlenowy F- - jon fluorkowy S2- - jon siarczkowy C4- - jon węglikowy O2- - jon ditlenkowy(-1) nazwa dopuszczalna- anion ponadtlenkowy O22- - jon ditlenkowy (-2) nazwa dopuszczalna- anion nadtlenkowy

Nazewnictwo tlenków Tlenki to związki o wzorze ogólnym EnOm E –jest symbolem dowolnego pierwiastka z wyjątkiem fluoru Nazwy tlenków prostych tworzy się łącząc słowo tlenek z nazwą pierwiastka w dopełniaczu a w nawiasie podaje się stopień utlenienia Cl2O7 – tlenek chloru VII NO2 – tlenek azotu IV Al2O3 – tlenek glinu FeO – tlenek żelaza II Cs2O tlenek cezu Pb2PbO4 tlenek diołowiu II ołowiu IV –tlenek mieszany H2O2 – nadtlenek wodoru

Podział tlenków Kwasowe – reagujące z zasadami- w reakcji z wodą dają kwasy Zasadowe- reagujące z kwasami – w reakcji z wodą dają zasady Amfoteryczne – reagują z kwasami i zasadami Obojętne – niereagujące z kwasami, zasadami i wodą – mogą rozpuszczać się w wodzie na zasadzie fizycznej rozpuszczalności

Tlenki reagujące z wodą Tlenki kwasowe Tlenki zasadowe Tlenki amfoteryczne Niemetali SO2 , NO2 Metali CrO3 , Mn2O7 Metali K2O, CaO Półmetali As2O3 Metali V2O5

Tlenki niereagujące z wodą Tlenki obojętne Tlenki o charakterze kwasowym Tlenki o charakterze zasadowym Tlenki amfoteryczne CO, SiO, NO, N2O Niemetali SiO2 Metali MoO3 Metali NiO, CrO Półmetali GeO2 Metali Al2O3, BeO, ZnO

Nazewnictwo związków z wodorem Związki z wodorem opisuje wzór ogólny EnHm lub HmEn. Wybór właściwego wzoru zależy od relacji elektroujemności danego pierwiastka i wodoru. Wzór Nazwa zwyczajowa (dopuszczalna) Nazwa systematyczna HF HCl HBr HI Fluorowodór Chlorowodór Bromowodór jodowodór Fluorek wodoru Chlorek wodoru Bromek wodoru Jodek wodoru

Wzór Nazwa zwyczajowa (dopuszczalna) Nazwa systematyczna B2H6 CH4 SiH4 NH3 N2H4 PH3 H2O H2S H2Se H2Te Diborowodór (6) lub diboran (6) Metan Silan Amoniak Hydrazyna Fosfina Woda Siarkowodór Selenowodór tellurowodór metan Azan Diazan Fosfan Oksydan Sulfan Selan tellan

Nazewnictwo wodorotlenków Wzór ogólny wodorotlenków – M(OH)n gdzie M oznacza atom metalu Nazwy wodorotlenków tworzy się łącząc słowo wodorotlenek z nazwą pierwiastka w dopełniaczu w nawiasie podając stopień utlenienia. KOH- wodorotlenek potasu Cu(OH)2 – wodorotlenek miedzi II

Nazewnictwo kwasów Wzór ogólny kwasów HnR Kwasy beztlenowe nie zawierają w swojej cząsteczce grupy E-O-H Nazwy anionów kwasów beztlenowych mają końcówkę –owy, a nazwy soli tych kwasów –ek. Kwasy tlenowe- oksykwasy zawierają w swojej cząsteczce grupę E-O-H Nazwy kwasów tlenowych mają końcówkę –owy, nazwy ich anionów –anowy, a nazwy soli -an

Kwasy beztlenowe Wzór kwasu Nazwa zwyczajowa Nazwa systematyczna Wzór reszty kwasowej Nazwa zwyczajowa Nazwa systematyczna Nazwa soli HF(aq) HCl(aq) HBr(aq) HI(aq) H2S(aq) HCN(aq) NH 3 HNCO F- Cl- Br- I- S2- CN- N3- NCO- kwas fluorowodorowy kwas chlorowodorowy kwas bromowodorowy kwas jodowodorowy kwas siarkowodorowy kwas cyjanowodorowy kwas azotowodorowy kwas izocyjanowy Fluorek wodoru Chlorek wodoru Bromek wodoru Jodek wodoru Siarczek (di)wodoru cyjanek wodoru Azydek wodoru Fluorek Chlorek Bromek Jodek Siarczek cyjanek Azydek izocyjanian

Kwasy tlenowe H3AsO3 H3AsO4 HNO2 HNO3 (HBO2)n H3BO3 HClO HClO2 HClO3 Wzór kwasu Wzór reszty kwasowej Nazwa w systemie Stocka Nazwa soli H3AsO3 H3AsO4 HNO2 HNO3 (HBO2)n H3BO3 HClO HClO2 HClO3 HClO4 AsO33- AsO43- NO2- NO3- BO2- BO33- ClO- ClO2- ClO3- ClO4- kwas arsenowy III kwas arsenowy V kwas azotowy III kwas azotowy V kwas metaborowy kwas ortoborowy kwas chlorowy I kwas chlorowy III kwas chlorowy V kwas chlorowy VII Arsenian III Arsenian V Azotan III azotan V Metaboran Ortoboran Chloran I Chloran III Chloran V Chloran VII

Kwasy tlenowe H2CrO4 H2Cr2O7 H3PO3 (H2PHO3) (HPO3)n H3PO4 H4P2O7 HIO4 Wzór kwasu Wzór reszty kwasowej Nazwa w systemie Stocka Nazwa soli H2CrO4 H2Cr2O7 H3PO3 (H2PHO3) (HPO3)n H3PO4 H4P2O7 HIO4 H5IO6 H4SiO4 (H2SiO3 )n CrO42- Cr2O72- PHO32- PO3- PO43- P2O74- IO4- IO65- SiO44- SiO32- kwas chromowy VI kwas dichromowy VI kwas fosforowy III kwas metafosforowy V kwas (orto)fosforowy V kwas difosforowy V kwas (meta)jodowyVII kwas ortojodowyVII kwas ortokrzemowy kwas metakrzemowy Chromian VI Dichromian VI fosforan III metafosforan V (orto)fosforan V Difosforan V (meta)jodanVII ortojodanVII ortokrzemian metakrzemian

Kwasy tlenowe Wzór kwasu Nazwa w systemie Stocka Nazwa soli HMnO4 Wzór reszty kwasowej Nazwa w systemie Stocka Nazwa soli HMnO4 H2MnO4 H2SO3 (SO2•H2O) H2SO4 H2S2O7 H2S2O8 H2S2O3 H2CO3 (CO2•H2O) HOCN MnO4- MnO4 2- SO32- SO42- S2O72- S2O82- S2O32- CO32- OCN- kwas manganowyVII kwas manganowy VI kwas siarkowy IV kwas siarkowy VI kwas disiarkowy VI kwas peroksodisiarkowy VI kwas tiosiarkowy VI kwas węglowy kwas cyjanowy manganianVII manganian VI siarczan IV siarczan VI disiarczan VI peroksodisiarczan VI Tiosiarczan VI Węglan cyjanian

Nazwy związków jonowych Nazwa związku jonowego składa się z nazwy anionu i kationu w dopełniaczu, ewentualnie także z cyfry rzymskiej określającej ładunek jonu (stopień utlenienia) w przypadku gdy ten ładunek może być różny. CuCl2 – chlorek miedzi II Pb(NO3)2 – azotan V ołowiu II Niektóre związki jonowe tworzą kryształy zawierające jony związku i określoną liczbę cząsteczek wody. Związki te noszą nazwę hydratów. CuSO4•5H2O – pentahtydrat siarczanu VI miedzi II

Podział soli Sole obojętne o wzorze ogólnym MnRm Au2S – siarczek złota I Wodorosole powstają w wyniku niecałkowitego zapełnienia kationów wodorowych kwasu – o wzorze ogólnym Mn(HR)m – wodorosole mogą tworzyć jedynie kwasy wieloprotonowe LiH2PO4 – diwodorofosforan V litu Ca(HCO3)2 – wodorowęglan wapnia Hydroksysole – powstają w wyniku niecałkowitego zastąpienia anionów wodorotlenkowych wodorotlenku – wzór ogólny- [M(OH)k]nRm – hydroksysole mogą tworzyć wodorotlenki o większej niż jeden liczbie grup wodorotlenowych. FeCl(OH) – chlorek wodorotlenek żelaza II AlF(OH)2 – fluorek diwodorotlenek glinu