Podstawowe definicje

Masa atomowa i masa cząsteczkowa

Substancje są zbudowane z atomów lub dwu- i wieloatomowych cząsteczek. Za pomocą 

określonych   metod   fizycznych   możemy   wyznaczyć   z   dużą   dokładnością   masę   atomu   lub 

cząsteczki, np.:

masa atomu wodoru wynosi: 1,66   10 g

⋅

masa atomu węgla wynosi: 1,99   10g.

⋅

Podane   liczby   nazywamy   bezwzględnymi   masami   atomowymi.   W   praktyce   ich   nie 

stosujemy, ponieważ nie wiążą się z nimi żadne prawa chemiczne.

Wprowadzono   zatem   pojecie   względnej   masy   atomowej.   Jest   to   liczba   niemianowana, 

wyrażona w tzw. skali węglowej, której jednostka równa się 1/12 masy atomu izotopu węgla C.

Masa atomowa pierwiastka chemicznego wskazuje, ile razy masa atomu danego pierwiastka 

jest większa od 1/12 masy atomu izotopu węgla 

12

C.

Masy atomowe wybranych pierwiastków podano w tabeli w drugiej części skryptu. Należy 

zauważyć, że masy atomowe nie są liczbami całkowitymi. Wynika to po pierwsze z faktu, że 

większość   pierwiastków   występujących   w   przyrodzie   stanowi   mieszaniny   dwóch   lub   więcej 

izotopów (nie mają trwałych izotopów m.in. beryl, fluor, sód, glin, kobalt), a po drugie, z istnienia 

tzw. defektu masy. Posługujemy się zatem nie masami atomowymi poszczególnych izotopów, ale 

średnimi masami atomowymi.

Obliczenie średniej masy atomowej wymaga znajomości mas atomowych izotopów oraz 

zawartości tych izotopów w mieszaninie (podanej np. w % wagowych).

W przypadku związku chemicznego lub pierwiastków występujących w stanie wolnym w 

formie   cząsteczek   wieloatomowych   (np.O

2

,   O

3

)   wprowadzono   pojęcie   względnej   masy 

cząsteczkowej.

Masa cząsteczkowa jest to liczba, która wskazuje, ile razy masa cząsteczki jest większa od 

1/12 masy atomu izotopu węgla 12C.

Masę   cząsteczkową   związku   chemicznego   oblicza   się,   sumując   masy   atomowe 

pierwiastków   wchodzących   w   skład   cząsteczki,   pomnożone   przez   liczbę   atomów   danego 

pierwiastka w cząsteczce tego związku chemicznego.

Na przykład:

dla azotu cząsteczkowego ( N

2

 ) wynosi ona: 2   14,0067 = 28,0134

⋅

dla kwasu azotowego(V) (HNO

3

) wynosi: 1,0079 + 14,0067 + 3   15,9994 = 63,0132.

⋅

Mol

Mol jest mianowaną jednostką chemiczną (g mol), która stanowi podstawową jednostkę

⋅

 

układu SI, będącą miarą ilości materii. 

Mol (atomów, cząsteczek, jonów, elektronów, lub innych cząstek) jest to taka ilość materii, 

która zawiera tyle cząstek, ile atomów węgla zawartych jest w 0,012 kg izotopu węgla 

12

C.

Np.: 

12 g węgla to 1 mol atomów węgla,

32 g tlenu to 1 mol cząsteczek tlenu,

28 g tlenku węgla(II) CO to 1 mol cząsteczek tlenku węgla,

23 g jonów Na to 1 mol jonów sodu.

Mol  odpowiada  zatem  liczbowo  masie  atomowej  lub  cząsteczkowej  danej  substancji.  Z 

podanej powyżej definicji mola wynika, że jednostka ta zastępuje takie pojęcia, jak: gramoatom, 

gramojon, gramocząsteczka.

Oprócz mola używa się także jednostek pochodnych, zasady tworzenia których określane są w taki 

sam sposób jak dla wszystkich innych jednostek układu SI. Na przykład :

1 kilomol (kmol) = 10 mol

1 milimol (mmol) = 10 mol.

W jednym molu znajduje się określona liczba molekuł. 

Nazwano ją liczbą_Avogadra i wynosi ona

N

A

 = 6,023   10

⋅

23

Gramorównoważnik związku chemicznego

Gramorównoważnik jest obecnie w chemii pojęciem zbędnym i dlatego jest systematycznie 

eliminowany z nowych wydań podręczników i zbiorów zadań. W obowiązującym od roku 1977 

Międzynarodowym Układzie Jednostek Miar zwanym w skrócie SI, jednostką ilości materii jest 

mol. Ponadto gramorównoważnik jest wielkością fizyczną, której definicja (w przeciwieństwie do 

mola) jest nieprecyzyjna i niejednoznaczna. Gramorównoważnik nie odnosi się bowiem tylko do 

substancji (związku chemicznego czy pierwiastka), ale także do reakcji, w której bierze ona udział. 

Szczególnie problem ten pojawia się w przypadku obliczeń gramorównoważnika dla utleniacza i 

reduktora.   Ponieważ   pojęcie   gramorównoważnika   możemy   jeszcze   spotkać   np.   w   starych 

przepisach analitycznych lub zbiorach zadań, z których korzystamy, zachodzi konieczność podania 

sposobu obliczenia gramorównoważnika związku chemicznego (stanowi on zawsze określoną część 

mola).

Gramorównoważnik obliczamy dzieląc mol w przypadku:

a) kwasu, przez liczbę atomów wodoru w cząsteczce (tylko tych, które odszczepiają się w procesie 

dysocjacji jako jony H),

b) wodorotlenku, przez liczbę grup wodorotlenkowych w cząsteczce, 

c) soli, przez iloczyn liczby kationów (lub anionów) w cząsteczce soli i ich wartościowości.

Podstawowe prawa chemiczne

Reakcje chemiczne podporządkowane są określonym prawom, do których zalicza się:

Prawo zachowania masy:

Suma mas produktów reakcji (substancji powstających w reakcji chemicznej) jest równa 

sumie mas substratów (substancji wyjściowych w reakcji chemicznej). 

Prawem ogólniejszym od prawa zachowania masy jest prawo zachowania materii, które jest 

sformułowane w ten sposób:

Suma masy i energii jest wielkością stałą w danym układzie zamkniętym

Σ(m + E) = const.

W reakcjach silnie egzotermicznych (np. reakcje jądrowe) konieczne jest uwzględnienie tzw. 

defektu masy (przypomnijmy, że związek masy i energii jest dany zależnością Einsteina E=mc

2

). 

Należy podkreślić, że efekty energetyczne reakcji chemicznych są na tyle małe, że tzw. defekt masy 

możemy pominąć w obliczeniach chemicznych.

Prawo stałych stosunków wagowych (molowych):

Pierwiastki  tworzące  dany  (jeden)  związek  chemiczny  łączą  się  ze  sobą  zawsze  w  tym 

samym stosunku wagowym (molowym), niezależnie od pochodzenia danego związku, jak i od 

sposobu   jego   otrzymania.   Związki   chemiczne,   które   posiadają   ściśle   określony   i   stały   skład 

ilościowy,  nazywamy daltonidami. Zaliczamy do nich gazy,  ciecze  i grupę substancji w  stanie 

stałym.   Większość   krystalicznych   substancji   nieorganicznych   to   bertolidy   (związki 

niestechiometryczne), czyli połączenia chemiczne o składzie zmieniającym się w szerszym lub 

węższym zakresie (większe lub mniejsze odstępstwo od stechiometrii). Składu tych związków nie 

można więc wyrazić za pomocą prostych liczb całkowitych. Do bertolidów zaliczamy m.in. tlenki i 

siarczki takich metali jak tytan, mangan, żelazo, kobalt czy nikiel. Stosunek wagowy sodu do tlenu 

w tlenku sodu można w przybliżeniu zapisać jako:

Na : O = 23 : 8

co oznacza, że na 23 części wagowe sodu przypada 8 części wagowych tlenu. Skład wagowy 

siarczku   srebra   (srebro   z   siarką   tworzy   tylko   jedno   połączenie)   wyraża   się   w   przybliżeniu 

stosunkiem:

Ag : S = 27 : 4

Wynika stad, że jeżeli zmieszamy dwadzieścia siedem części wagowych srebra z czterema 

częściami   wagowymi   siarki,   to   zajdzie   reakcja   tworzenia   siarczku   srebra   i   nastąpi   całkowite 

przereagowanie składników mieszaniny. Jeżeli w przygotowanej mieszaninie srebra i siarki zamiast 

czterech części wagowych siarki użyto by siedmiu części (tzn. więcej niż wynika z powyższego 

stosunku), to trzy części wagowe siarki nie przereagują ze srebrem.

Prawo wielokrotnych stosunków wagowych (molowych)

Prawo to  odnosi  się  do pierwiastków,  które  łącząc  się  ze  sobą,  tworzą  dwa  lub  więcej 

związków chemicznych. Jeżeli dwa pierwiastki tworzą ze sobą kilka związków chemicznych, to na 

stałą ilość wagową (molową) jednego pierwiastka przypadają ilości wagowe (molowe) drugiego 

pierwiastka, pozostające do siebie w stosunku niewielkich liczb naturalnych.

Węgiel tworzy z tlenem następujące połączenia:

tlenek węgla(II) - CO

tlenek węgla(IV) - CO2

Jeżeli przyjmiemy jeden mol węgla za stałą ilość wagową, to stosunek wagowy ilości tlenu 

w tych połączeniach wynosi 1 : 2 (są to niewielkie liczby naturalne). A zatem tlenki te stosują się do 

prawa stosunków wielokrotnych.

Prawa stanu gazowego

Stan każdej substancji gazowej (gazu) charakteryzuje się wielkościami fizycznymi, takimi 

jak: masa, objętość, ciśnienie i temperatura. Są one powiązane ze sobą w określone zależności, 

które nazywamy prawami gazowymi. Parametry charakteryzujące stan gazowy dają się połączyć w 

jedno równanie stanu gazu doskonałego, które można zapisać jako:

p   v = n   R  T (1.1)

⋅

⋅

⋅

gdzie: p - ciśnienie gazu (Pa),

v - objętość (m),

R - stała gazowa - 8,3145 (J  mol K) lub 83,14 (hPa·dm/mol·K)

⋅

⋅

T - temperatura bezwzględna (K),

n - ilość moli gazu.

Z powyższego równania stanu gazu doskonałego dają się wyprowadzić następujące prawa gazowe 

będące jego konsekwencjami:

Prawo Boyle'a - Mariotte'a

W warunkach izotermicznych (T = const) dla stałej masy gazu, iloczyn objętości i ciśnienia jest 

wielkością stałą:

p·v = const (1.2)

Prawo Gay - Lussaca

W warunkach izobarycznych (p = const) dla stałej masy gazu, stosunek objętości do temperatury (T 

w skali Kelvina) jest stały:

ν/T = const (1.3)

Prawo Charlesa

W   warunkach   izochorycznych   (v   =   const)   dla   stałej   masy   gazu,   stosunek   ciśnienia   gazu   do 

temperatury (T w skali Kelvina) jest stały:

p/T = const (1.4)

Podane prawa gazowe  wyprowadzono, zakładając  określony model  gazu rzeczywistego  (model 

gazu doskonałego). Podstawowe założenia tego modelu to:

1) gaz składa się z cząsteczek, które są punktami materialnymi;

2) między cząsteczkami gazu nie działają żadne siły;

3) zderzenia cząsteczek są sprężyste;

4)   cząsteczki   gazu   znajdują   się   w   ciągłym   ruchu   i   poruszają   się   ruchem   prostoliniowym   na 

odcinkach pomiędzy zderzeniami.

Gazy rzeczywiste wykazują większe lub mniejsze odchylenia od praw gazowych ponieważ 

nie spełniają one dokładnie założeń przedstawionego modelu gazu doskonałego. Wielkość tego 

odstępstwa zależy od temperatury,  ciśnienia i rodzaju gazu. Równanie stanu gazu doskonałego 

pozwala obliczyć objętość 1 mola dowolnego gazu w warunkach normalnych. Pod tym pojęciem 

rozumiemy temperaturę 0C (273,15 K) i ciśnienie 1 atm (101325 Pa).

Jeżeli powyższe wartości wstawimy do równania (1.1), to objętość 1 mola gazu doskonałego 

w warunkach normalnych wyniesie 22,414 dm. Dla gazów rzeczywistych objętość 1 mola nie jest 

dokładnie równa 22,414 dm, ponieważ gazy te nie spełniają równania stanu gazu doskonałego. Dla 

przykładu w tabeli 1.1. podano objętość 1 mola wybranych gazów rzeczywistych w warunkach 

normalnych.

Równanie   (1.1)   pozwala   (w   przybliżeniu)   obliczyć   gęstość   gazu.   Ilość   moli   gazu   (n) 

obliczamy, dzieląc masę gazu przez masę cząsteczkową, stąd możemy napisać:

pv = (m/M)RT (1.5)

i

(pM)/(RT) = m/v = d (1.6)

gdzie d jest gęstością gazu.

Tabela 1.1. Objętości molowe V

o

 (dm) gazów rzeczywistych w warunkach normalnych

 

Gaz

Objętość 1 mola

wodór

22,43

tlen

22,39

tlenek azotu

22,39

fluorowodór

21,71

chlor

22,02

amoniak

22,05

Prawa gazowe umożliwiają również obliczenie masy cząsteczkowej gazu. Wykorzystuje się

w tym celu następujące zależności:

a) masa cząsteczkowa gazu jest równa:

M = 22,4d (1.7)

gdzie d jest gęstością bezwzględną tego gazu w warunkach normalnych,

b) równanie stanu gazu doskonałego (ilość moli n można zapisać jako iloraz masy gazu m i masy 

cząsteczkowej M) po przekształceniu daje zależność:

M = (mRT)/(pv) (1.8)

c)   znajomość   gęstości   względnej   umożliwia   obliczanie   masy   cząsteczkowej   gazu   przy 

wykorzystaniu równania:

D=M

1

/M

2 

(1.9)

gdzie D oznacza gęstość względną substancji gazowej (1) w stosunku do substancji gazowej (2), a 

M

1

 i M

2

 odpowiednio masy cząsteczkowe gazów. Wzór ten można wyprowadzić z równania stanu 

gazu   doskonałego.   Związek   między   gęstościami   bezwzględnymi   dwóch   różnych   gazów 

wyznaczonych w tej samej temperaturze i przy tym samym ciśnieniu a ich masami cząsteczkowymi 

ma postać:

d

1

/d

2

 = M

1

/M

2

 (1.10)

Iloraz   po   lewej   stronie   tego   równania   nazywamy  gęstością   względną   gazu   (1)   w   stosunku   do 

gęstości gazu (2) i oznacza się go przez D. Najczęściej podaje się tę wielkość w stosunku do 

wodoru lub powietrza.

Jeżeli wzorcem jest wodór, to równanie (1.10) przyjmuje postać:

D

H2

 = M

x

/2,016 (1.11)

Jeżeli wzorcem jest powietrze, to równanie (1.8) przyjmie postać:

D

pow

 = M

x

/29 (1.12)

Liczba 29 nie jest masą cząsteczkową powietrza, ponieważ jest ono mieszaniną gazów. Jest to 

średnia masa 1 mola powietrza, którą można obliczyć, znając gęstość bezwzględną w warunkach 

normalnych (patrz równanie 1.7). Dla 1 dm suchego powietrza wynosi ona 1,293 g, stąd masa 1 

mola powietrza wyraża się wzorem:

M 

pow

 = 1,293   22,4 = 29 (1.13)

⋅

Za wzorzec można przyjąć również inny gaz o znanej masie cząsteczkowej.

Klasyfikacja związków nieorganicznych

Związki nieorganiczne dzielimy na cztery podstawowe grupy: tlenki, wodorotlenki, kwasy i sole. W 

rozdziale tym wprowadzono, w sposób uproszczony, podstawowe zasady nomenklatury związków 

nieorganicznych, zgodnie z wytycznymi Międzynarodowej Unii Chemii Czystej i Stosowanej z 

roku 1971.

Tlenki

Tlenek jest to połączenie dowolnego pierwiastka chemicznego z tlenem (z wyjątkiem związków 

fluoru z tlenem, które są fluorkami). Jeżeli dany pierwiastek tworzy jeden tlenek, to jego nazwa 

zawiera   słowo   tlenek   i   nazwę   kationu   w   formie   rzeczownikowej   (drugi   przypadek   liczby 

pojedynczej), na przykład:

ZnO - tlenek cynku (nie cynkowy),

MgO - tlenek magnezu (nie magnezowy).

Jeżeli   dany  pierwiastek   tworzy  więcej   niż   jedno   połączenie   z   tlenem,   wówczas   oprócz   nazwy 

pierwiastka, w nawiasie podany jest jego stopień utlenienia (cyfrą rzymską). Na przykład:

SO

2

 - tlenek siarki(IV),

SO

3

 - tlenek siarki(VI),

CO

2

 - tlenek węgla(IV),

CO - tlenek węgla(II).

Ze względu  na właściwości  chemiczne, tlenki  można  podzielić na:  tlenki kwasowe,  zasadowe, 

amfoteryczne. Tlenki nie dające się zaszeregować do żadnej z wymienionych grup, określa się jako 

tlenki obojętne.

Tlenek kwasowy (bezwodnik kwasowy) w bezpośredniej reakcji z wodą (lub pośrednio) tworzy 

odpowiedni kwas. Tlenek zasadowy (bezwodnik zasadowy) w bezpośredniej reakcji z wodą (lub 

pośrednio) tworzy odpowiedni wodorotlenek. Tlenek amfoteryczny wykazuje zarówno właściwości 

tlenku kwasowego, jak i zasadowego, w zależności od środowiska reakcji.

Wodorotlenki

Ogólny   wzór   wodorotlenku   można   zapisać   jako   Me(OH),   gdzie   Me   jest   metalem   na   stopniu 

utlenienia +n. Dysocjuje on na kation metalu i jony wodorotlenkowe (nie wodorotlenowe):

Me(OH)

n

 = Me

n+

 + nOH

-

Uwaga: ładunek jonu podaje się, pisząc najpierw cyfrę oznaczającą stopień utlenienia a następnie 

jego znak, a nie odwrotnie. Niektóre wodorotlenki możemy otrzymać w wyniku bezpośredniej 

reakcji tlenku metalu z wodą. Dotyczy to wyłącznie tlenków litowców (nie należy używać nazwy 

"metale alkaliczne") i berylowców, za wyjątkiem berylu (nie należy używać ani nazwy "metale 

ziem alkalicznych", ani "wapniowce").

Na przykład:

Na

2

O + H

2

O = 2NaOH wodorotlenek sodu (a nie zasada sodowa),

CaO + H

2

O = Ca(OH)

2

 wodorotlenek wapnia.

Każdemu   tlenkowi   zasadowemu   (a   zatem   także   tlenkowi   amfoterycznemu)   można   przypisać 

odpowiedni wodorotlenek, na przykład:

MgO – Mg(OH)

2

 wodorotlenek magnezu,

Al

2

O

3

 – Al(OH)

3

 wodorotlenek glinu.

Nazwę   wodorotlenku   tworzymy,   podobnie   jak   w   przypadku   tlenku,   to   znaczy   do   słowa 

wodorotlenek dodajemy nazwę kationu w formie rzeczownikowej. Jeżeli dany pierwiastek tworzy 

więcej niż jeden wodorotlenek, w nazwie musimy dodatkowo podać stopień utlenienia pierwiastka 

(cyfrą rzymską). Na przykład :

Fe(OH)

2

 - wodorotlenek żelaza(II),

Fe(OH)

3

 - wodorotlenek żelaza(III).

Kwasy

Kwasy dzielimy na dwie zasadnicze grupy:

- kwasy tlenowe,

- kwasy beztlenowe.

Przykładami kwasów beztlenowych są:

HF - kwas fluorowodorowy,

HCl - kwas chlorowodorowy (nazwa tradycyjna "kwas solny"),

HBr - kwas bromowodorowy,

HI - kwas jodowodorowy (uwaga: jod ma symbol I, a nie J),

HCN - kwas cyjanowodorowy,

H

2

S - kwas siarkowodorowy.

Pierwsze cztery wymienione powyżej kwasy są roztworami wodnymi połączeń fluorowców (a nie 

chlorowców) z wodorem. Ściśle biorąc powinniśmy wzory kwasów beztlenowych pisać z dolnym 

indeksem  

aq

.   (od   łacińskiego   słowa   aqua   -   woda),   ponieważ   wzory   tych   kwasów   i   połączeń 

pierwiastków, wchodzących w skład cząsteczki kwasu, z wodorem są identyczne. Na przykład H

2

S 

jest wzorem siarkowodoru (siarczku wodoru), jak również wzorem kwasu siarkowodorowego.

Przykłady kwasów tlenowych :

H

2

CO

3

 - kwas węglowy,

H

2

SO

4

 - kwas siarkowy(IV),

H

2

SO

4

 - kwas siarkowy(VI),

HNO

2

 - kwas azotowy(III),

HNO

3

 - kwas azotowy(V),

HClO - kwas chlorowy (I),

HClO

4

 - kwas chlorowy(VII).

Obecnie   w   nazwach   kwasów   wyeliminowano   przedrostki   nad-   i   pod-   oraz   przyrostek   -awy, 

obowiązuje   jedynie   przyrostek   -owy   i   podany   jest   liczbą   rzymską   stopień   utlenienia   atomu 

niemetalu   w   reszcie   kwasowej   (w   przypadku   gdy   dany   pierwiastek   tworzy   więcej   niż   jeden 

bezwodnik kwasowy).

Sole

Sole są to związki metali z resztą kwasową. Sposoby otrzymywania soli można przedstawić w 

sposób schematyczny następującymi reakcjami:

a) metal + kwas = sól + wodór,

b) tlenek metalu + kwas = sól + woda,

c) wodorotlenek + kwas = sól + woda (tzw. reakcja zobojętniania),

d)   wodorotlenek   +   sól   =   nowa   sól   +   nowy   wodorotlenek   (warunkiem   zajścia   tej   reakcji   jest 

wytrącenie się jednego produktu w formie osadu),

e) tlenek metalu + tlenek niemetalu = sól,

f) tlenek niemetalu + zasada = sól + woda,

g) kwas + sól = nowy kwas i nowa sól,

h) metal + niemetal = sól (tak można otrzymać tylko sole kwasów beztlenowych). 

Konsekwencją   podziału   kwasów   na   tlenowe   i   beztlenowe   jest   podział   soli   na   sole   kwasów 

tlenowych i sole kwasów beztlenowych.

Sole kwasów beztlenowych (wybrane przykłady):

NaCl - chlorek sodu,

NaI - jodek sodu,

KBr - bromek potasu,

K

2

S - siarczek potasu.

Sole kwasów tlenowych (wybrane przykłady):

CaCO

3

 - węglan wapnia,

NaNO

2

 - azotan(III) sodu,

KNO

3

 - azotan(V) potasu,

NaClO - chloran(I) sodu,

NaClO

2

 - chloran(III) sodu,

NaClO

3

 - chloran(V) sodu,

CuSO

4

 - siarczan(VI) miedzi(II).

Nazwa soli skalda się zawsze z dwóch wyrazów: pierwszy z nich określa nazwę reszty kwasowej, 

natomiast   drugi   określa   nazwę   kationu   metalu   wchodzącego   w   skład   soli.   Sole   kwasów 

beztlenowych mają końcówki ek, sole kwasów tlenowych natomiast wyłącznie końcówki -an (nie 

używa się ani przedrostków nad-, pod- ani końcówki -yn lub -in). W nazwie soli konieczne jest 

podanie stopnia utlenienia niemetalu w reszcie kwasowej i kationu metalu wchodzącego w skład 

soli.

Sole można podzielić na:

- sole obojętne,

- wodorosole,

- hydroksosole.

Sole   obojętne   powstają   w   reakcji   zobojętniania,   w   której   następuje   całkowite   podstawienie 

kationów wodoru w kwasie przez jony metalu pochodzące z wodorotlenku. Np. w reakcji :

H

2

SO

4

 + 2 NaOH = Na

2

SO

4

 + 2 H

2

O

powstaje obojętny siarczan(VI) sodu.

Jeżeli   zamiast   dwóch   moli   w   reakcji   bierze   udział   jeden   mol   wodorotlenku   sodu,   to   nastąpi 

niecałkowite zastąpienie jonów wodoru w kwasie, zgodnie z równaniem:

H

2

SO

4

 + NaOH = NaHSO

4

 + H

2

O

i utworzy się wodorosiarczan(VI) sodu.

W   cząsteczkach   wodorosoli,   oprócz   metalu   i   reszty   kwasowej,   znajdują   się   kationy   wodoru 

(wodorosole mogą tworzyć tylko te kwasy, które zawierają dwa lub więcej jonów wodoru zdolnych 

do odszczepienia się w procesie dysocjacji elektrolitycznej).

Wodorosole (wybrane przykłady):

KHCO

3

 - wodorowęglan potasu,

Mg(HCO

3

)

2

 - wodorowęglan magnezu,

KHSO

4

 - wodorosiarczan(VI) potasu,

CaHPO

4 

- wodorofosforan(V) wapnia,

NaH

2

PO

4

 - dwuwodorofosforan(V) sodu.

Hydroksosole   (wodorotlenosole)   są   solami,   które   powstają   w   reakcji   zobojętniania,   przy  czym 

następuje niecałkowite  podstawienie  grup  wodorotlenkowych  w  cząsteczce  wodorotlenku  przez 

resztę kwasową.

Na przykład:

Al(OH)

3

 + HCl = Al(OH)

2

Cl + H

2

O

lub

Al(OH)

3

 + 2 HCl = 2Al(OH)Cl

2

 + 2 H

2

O

W cząsteczkach tych soli oprócz kationu metalu i reszty kwasowej znajdują się także grupy OH

- 

(sole te mogą powstawać w reakcji zobojętniania wodorotlenków zawierających więcej niż jedną 

grupę OH

-

).

Hydroksosole (wybrane przykłady):

CaCl(OH) - chlorek wodorotlenek wapnia,

MgCl(OH) - chlorek wodorotlenek magnezu,

Al(OH)

2

Cl - chlorek dwuwodorotlenek glinu,

Al(OH)Cl

2

 - dwuchlorek wodorotlenek glinu.

W nazwach tych soli nazwy anionów piszemy w porządku alfabetycznym, który może być inny niż 

we   wzorach.   W   nazwach   zarówno   wodorosoli,   jak   i   hydroksosoli   uwzględnia   się   ilość 

pozostających w soli kationów wodoru lub grup wodorotlenkowych.