Rodzaje związków chemicznych i ich nazewnictwo.

Tlenki
Wodorotlenki
Kwasy
Sole


TLENKI
Związek dwóch pierwiastków, gdzie jednym musi być tlen. Tlenki dzielimy na tlenki metalu i niemetalu w zależności od pierwiastka z którym się łączy. Wartościowości przy połączeniu z tlenem pierwiastków z grup głównych ( 1,2,13-18)odpowiada numerowi grupy lub cyfrze jedności w grupach wyższych. Gazy szlachetne nie tworzą tlenków. Im wyższa grupa tym mocniej zauważalne wiązanie kowalencyjne, w niższych jonowe. Elektroujemność rośnie w okresie, maleje w grupie (np. tlen=3,5). Podział tlenków ze względu na charakter chemiczny: zasadowe, kwasowe, amfoteryczne, obojętne. Tlenki zasadowe: reagują z kwasami a produktem są sole. Ponadto tlenki zasadowe grupy 1,2 poza berylem reagują z wodą. Tlenki kwasowe: reagują z zasadami a produktem są sole. Tlenki amfoteryczne reagują z kwasami i z zasadami. Zachowuje się albo jak kwasowy albo jak zasadowy. Tlenki obojętne: nie reagują z zasadą, kwasami i wodą.
Przykłady: CO, NO, N2O.
Metody otrzymywania tlenków:
1. Tlen + pierwiastek
2. Rozkład termiczny soli i wodorotlenków
3. Utlenianie tlenków niższych
4. Redukcja tlenku wyższego.

WODOROTLENKI
Związki składające się z metalu i grupy OH-. Otrzymywanie wodorotlenków: metal (gr. 1,2 poza berylem) + woda = wodorotlenek + wodór, tlenek metalu (gr. 1,2 poza berylem) + woda = wodorotlenek. Reakcja strącania osadu z soli z zasadą. Podział ze względu na charakter: zasadowe i amfoteryczne. Wodorotlenki zasadowe reagują z kwasami tworząc sól. Wodorotlenki amfoteryczne reagują zarówno z kwasami jak i zasadami.
Przykłady wodorotlenków – NaOH – wodorotlenek sodu, Ca (OH)2 – wodorotlenek wapnia, Al. (OH) 3 – wodorotlenek glinu.

KWASY
Związki składające się z wodoru i reszty kwasowej.
Podział kwasów: tlenowe i beztlenowe.
Metody otrzymywania kwasów:
1. tlenek niemetalu + woda = kwas
2. sól tego kwasu + kwas mocny = sól mocnego kwasu + kwas słaby (moc kwasu rośnie w okresie a w grupie maleje dla kwasów beztlenowych w grupie rośnie).
Reagują np. z metalami, zasadami oraz z tlenkami metalu. Szereg aktywności metali: pierwiastki, które w szeregu aktywności stoją za wodorem nie mają zdolności wypierania go (wodoru) z kwasu, czyli reakcja z tymi pierwiastkami nie zachodzi. Wyjątkiem jest np. stężony kwas siarkowy 6.
Przykłady kwasów: HNO2 – kwas azotowy, H2CO3 – kwas węglowy, H2SO4 – kwas siarkowy (VI).


SOLE
Związki składające się z metalu i reszty kwasowej. Podział soli: obojętne, wodorosole, hydroksosole, uwodnione. Opis poszczególnych typów: sól obojętna – zwykła sól, wodorosól – wzór: metal + wodororeszta - aby otrzymać z niej sól obojętną należy wodór zastąpić metalem. Wartościowość reszty zależy od ilości wodorów brakujących do pełnego kwasu. Po ilości wodorów dowiadujemy się jaki będzie przedrostek, np. di –. Hydroksosole – wzór: metal z resztą OH + reszta kwasowa - aby uzyskać sól obojętną należy zastąpić grupy OH resztą kwasową (resztami). Wartościowość pierwiastka zmniejsza się o tyle ile jest grup OH. Przedrostek np. di-2 świadczy o ilości grup OH Uwodnione – podczas krystalizowania zatrzymują w swej sieci krystalicznej cząsteczki wody.
Metody otrzymywania soli:
1. kwas + zasada = sól + woda
2. kwas + tlenek metalu = sól + woda
3. kwas + metal = sól + wodór
4. tlenek metalu (zasadowy) + tlenek niemetalu (bezwodnik kwasowy) = sól
5. zasada + tlenek niemetalu = sól + woda
6. metal + niemetal = sól
7. sól 1 + sól 2 = sól 3 + sól 4
8. sól 1 + zasada 1 = sól 2 + zasada 2 (wodorotlenek – nie rozpuszcza się ale zasada – rozpuszcza się)
9. sól słabego kwasu + kwas mocniejszy = sól mocnego kwasu + kwas słaby
10. sól kwasu beztlenowego + mocny kwas tlenowy = sól kwasu tlenowego + kwas beztlenowy
Przykłady soli: FeCl2 – chlorek żelaza (II), Fe2S3 – siarczek żelaza (III), Na2SO3 – siarczan sodu (IV).