LEGATURA IONICA SI COVALENTA

1. Materia este formată din atomi, care se combină pentru a forma molecule. În chimie și fizică, atomul (în limba greacă ατομος înseamnă “indivizibil”) este cea mai mică particulă posibilă care încă mai păstrează proprietățile chimice ale unui element (chimic). Atomul este constituit dintr-un nucleu cu sarcină pozitivă înconjurat la o distanță relativ mare de electroni, ce au sarcină negativă. Nucleul conține protoni, ce au sarcină pozitivă, și neutroni, care nu au sarcină electrică. Numărul protonilor este egal cu cel al electronilor, ceea ce face ca atomul să fie neutru din punct de vedere electric. Atomii unui element au anumite caracteristici comune, care-i deosebesc de atomii oricarui alt element. Atomi sunt reprezentati prin modele atomice. Cei mai mulți atomi suntcompuși din trei tipuri de particule subatomice care guvernează proprietățile lor externe: electronii, care au o sarcină electrică negativă și sunt cele mai puțin masive particule subatomice; protonii, care au o sarcină electrică pozitivă și sunt de aproape 1836 ori mai masive decât electronii; neutronii, care nu au sarcină electrică și care sunt de aproximativ 1839 ori mai masivi decât electronii. 1 | P a g e

2. CONFIGURAŢIA ELECTRONICĂ Comportarea chimică a atomilor este datorată interacțiunilor dintre electroni. Electronii unui atom rămân în interiorul unor configurații electronice fixate, predictibile. Aceste configurații sunt determinate de mecanica (cinematica) cuantică a electronilor în potențialul electric al atomului; numărul cuantic principal determină învelișuri electronice particulare cu nivele distincte de energie. În general, cu cât este mai înalt nivelul de energie, cu atât este electronul mai îndepărtat de nucleu. Electronii de pe cel mai îndepărtat înveliș, numiți și electroni de valență, au cea mai puternică influență în comportarea chimică a atomului. Electronii de pe învelișurile interioare, (deci nu cei de valență) joacă și ei un rol cu efecte secundare datorate ecranării sarcinii pozitive din nucleul atomic. Electronii unui atom excitat vor cădea în mod spontan pe nivelul inferior, emițând energia excedentă sub formă de fotoni, până la revenirea la starea de bază. Ocuparea cu electroni a orbitalilor se produce urmând trei reguli: 1. Se ocupă mai întâi orbitalii cu energia cea mai scăzută: 1s → 2s → 2p → 3s→ 3p → 4s → 3d ... (orbitalul 4s are energie mai scăzută decât 3d). 2 | P a g e

3. 2. Electronii se rotesc în jurul axei proprii (spin), iar rotația se poate produce în două sensuri, fapt reprezentat prin două săgeți: sus (↑) și jos (↓). Doar doi electroni pot ocupa un orbital, și ei au spin opus (principiul de excluziune al lui Pauli¸ vezi figura 2). 3. Dacă sunt disponibili mai mulți orbitali cu aceeași energie (ex. cei trei orbitali p), se ocupă cu câte un electron fiecare orbital până când toți orbitalii sunt semi-ocupați, și apoi se ocupă cu cel de-al doilea electron (regula lui Hund). Nivelele energetice ale orbitalilor dintr-un atom Configurația în stare fundamentală a unui atom reprezintă o listă a orbitalilor ocupați cu electroni în atomul respectiv. De ex., hidrogenul are configurația electronică 1s1 , iar carbonul (care are șase electroni) are configurația 1s2 2s2 2p2 (sau 1s2 2s2 2px 1 2py 1 ). Numărul de electroni din fiecare orbital este notat ca exponent. Prin combinare chimica atomii isi modifica straturile exterioare de electroni, realizand configuratii mai stabile, identice cu ale gazelor nobile sau apropiate de acestea.Prin formarea legăturilor chimice se eliberează energie, iar pentru ruperea lor se consumă energie. Exista tipuri generale de legaturi chimice, adica modalitati de realizare a configuratiilor stabile ale atomilor: legatura ionica si legatura covalenta. Teoria electronica a legaturii chimice se bazeaza pe cateva principii si anume: tendinta de combinare este cauzata de nestabilitatea configuratiei electronice a atomilor liberi; stabilitatea configuratiei de gaz nobil – realizarea octetului electronic; tendinta de folosire cat mai completa a electronilor si orbitalelor disponibile. 3 | P a g e

4. Kossel in 1916 a elaborat teoria electronica a legaturii ionice. Aceasta legatura ia nastere intre elemente cu caracter chimic diferit, deci cu diferente mari de electronegativitate. Conform acestei teorii formarea legaturii ionice presupune doua etape: formarea ionilor; atractia electrostatica dintre ioni. Teoria electronică a valenței, formulată independent de W. Kossel și G.N. Lewis, are la bază ideea că în transformările chimice ale elementelor sunt implicați electroni din stratul exterior, numiți electroni de valență. În reacțiile chimice atomii tind să își modifice învelișul de electroni astfel încât să dobândească o configurație electronică stabilă de dublet sau de octet, și anume cea a gazului inert cel mai apropiat. Se formează o legătură în care o pereche de electroni este pusă în comun de doi atomi. Moleculele cu mai mult de opt electroni la unul dintre atomi sunt foarte instabile, în timp ce acelea cu mai puțin de opt electroni la un atom sunt în mod obișnuit foarte reactive față de sistemele donoare de electroni. Există două căi pentru a atinge configurația de gaz inert. O primă cale constă în transferul de electroni, în care un atom cedează electroni și devine ion pozitiv, iar celălalt acceptă electronii și devine ion negativ;ambii dobândesc astfel configurația gazului inert cel mai apropiat. Numarul lui Avogadro NA = 6,022.1023 mol-1 Numarul de molecule intr-un mol reprezinta numarul lui Avogadro: aproximativ 6,022×1023 particule/mol. Acest numar serveste drept baza la determinarea marimii fizice cantitatea de substanta. Valenta (numarul de oxidare) caracterizeaza capacitatea de combinare a unui atom cu un alt atom. Ea este data de numarul electronilor cu care atomul participa la formarea legaturilor chimice si variaza in functie de atom si grupare chimica. 4 | P a g e

5. Electrovalenta - legatura chimica stabilita intre ioni cu sarcini electrice de semn contrar, datorita fortelor electrostatice de atractie dintre acestia. Legatura covalenta este legatura chimica in care atomii sunt legati intre ei prin perechi de electroni puse in comun, atomii avand pozitii fixe unii fata de altii. Aceasta apare doar intre atomii nemetalelor, iar rezultatul legarii se numeste molecula. Elementele situate in sistemul periodic inaintea gazelor inerte sunt electronegative, deoarece realizeaza configuratia de gaz inert prin acceptare de electroni. De exemplu : F, Cl, Br, J sau O, S, Se, Te accepta unul, respectiv doi electroni si devin ioni negativi. Elementele mai indepartate de gazele inerte cum ar fi de exemplu C, N, B nu formeaza ioni de felul C4_, sau N3_ ci au tendinta de a forma legaturi covalente. Legatura ionica (electrovalenta) se formeaza numai intre atomii elementelor care difera mult ca electronegativitate. Legatura electrovalenta se intalneste la combinatiile anorganice dintre care reprezentantii tipici sunt sarurile. Se realizeaza pe baza transferului de electroni de la atomii elementului cu caracter chimic metalic la atomii elementului cu caracter chimic nemetalic si a interactiei electrostatice intre ionii formati. Astfel, elementele din grupele I si a II-a principala, avand mai putini electroni pe ultimul strat ii cedeaza cu usurinta transformandu-se in ioni pozitiv, in timp ce elementele din grupa a - VI-a, respectiv a VII-a principala accepta aceesti electroni formand ioni negativi. Se formeza astfel o molecula a carei legatura ionica se bazeaza pe atractia electrostatica exercitata intre atomii ionizati pozitiv sau negativ. Compusii ionici formati sunt electroneutri, suma sarcinilor pozitive fiind egala cu suma sarcinilor negative dintr-o cantitate data de compus ionic. 5 | P a g e

6. Elementele din grupele I A, II A, III A si toate grupele secundare, cedeaza electroni transformandu-se in ioni pozitivi. Elementele din grupele V A, VI A, VII A accepta electroni transformandu-se in ioni negativi. Ionii formati se atrag datorita legii lui Coulomb pana la o anumita distanta. Rezulta compusi ionici, nu molecule. Ionii pot fi: monoatomici: Na+, Zn2+, Al3+, Cl ─ , S2 ─ , O2 ─ poliatomici: NH4+, H3O+, SO42 ─ , CN ─ . Exemple de compusi cu legatura ionica: Oxizi metalici: CaO, MgO, Na2O, Na2O2 Hidroxizi: LiOH, NaOH, KOH Saruri:NaCl, MgCl2, CuSO4, NH4Cl, KNO3 Sarea Sarea de bucătărie NaCl este un exemplu clasic de material solid în care atomii sunt legați prin legături ionice. Legăturile ionice se găsesc în mod frecvent în materiale care normal sunt compuse dintr-un metal şi un nemetal. Sodiul (Na) este un metal alcalin cu un electron de valență care poate uşor să părăseacă atomul pentru a forma un ion Na+ cu un număr complet de învelişuri. Ionul Na+ arată la fel ca elementul inert Na dar are o sarcină pozitivă. Clorul are 5 electroni pe subînvelişul 3p şi poate accepa uşor un electron pentru a complecta subînvelişul respectiv. După ce clorul ia un electron de la sodiu, atomul de clor devine încărcat negativ şi va fi la fel ca elementul neutru cu deosebirea că are o sarcină negativă. Prin transferarea electronului de la Na la Cl vor rezulta 2 ioni încărcați cu sarcini opuse Na+ şi Cl- care se numesc cation şi respectiv anion. În materialul solid NaCl, ionii Na+ şi Cl- sunt aranjați astfel ca fiecare ion să aibă în apropiere un ion de polaritate opusă, pentru a se obține o energie potențială minimă. Deoarece este o diferență de mărime între cei 2 ioni, iar pe de altă parte trebuie să se obțină o energie potențială minimă pentru o configurație stabilă, fiecare ion poate să aibă 6 ioni de polaritate opusă în apropiere. 6 | P a g e

7. Numărul de ioni vecini, care reprezintă numărul de coordonare, pentru ambii cationi şi anioni din cristalul de NaCl este deci 6. Clorura de sodiu sau sarea gema (NaCl) este o substanta ionica. Substantele ionice au structuri cristaline ionice, adica in nodurile retelei sunt ioni retinuti prin forte electrostatice. Reteaua clorurii de sodiu este cubica avand fete centrate si centrata intern. Adica, ionii de Na+ ocupa colturile si centrul fetelor unui cub, iar ionii de Cl─ ocupa muchiile si centrul cubului. Retelele ionicesunt constituite din ioni pozitivi si negativi, coeziunea dintre acestia fiind data de atractia electrostatica de natura columbiana. Substantele care formeaza retele ionice la temperatura obisnuita sunt solide, in general incolore si transparente. Cristalele ionice sunt solubile in apa (si alti solventi polari); ionii trec in solutie in stare hidratata (solvatata). Substantele ionice conduc curentul electric numai in stare topita sau in solutie apoasa; sunt electroliti. Solvatul (NaCl) fiind un compus ionic este alcatuit din ioni de semn contrar. Apa este formata din molecule covalent polare (dipoli). Apa este un solvent polar. Intre ionii solvatului se manifesta forte puternice de atractie electrostatica. 7 | P a g e

8. Intre moleculele polare de apa se exercita interactii slabe, legaturi de hidrogen. La dizolvarea substantelor ionice in apa, moleculele solventului polar se orienteaza cu polii de semn contrar spre ionii cristalului. Interactiile dintre solvat si solvent sunt de tip ion-dipol; rezulta ioni hidratati, mobili. Existenta ionilor mobili explica de ce solutiile apoase ale compusilor ionici conduc curentul electric (sunt electroliti). In clorura de sodiu solida, ionii ocupa pozitii fixe si de aceea ea nu conduce curentul electric. Solutia apoasa de clorura de sodiu contine ioni solvatati mobili; ea este buna conducatoare de electricitate. Numeroase materiale solide care sunt formate din metale şi nemetale sunt realizate pe baza unei legături ionice la fel ca NaCl. Asemenea structuri se numesc cristale ionice şi prin virtutea legăturii ionice comune au proprietăți fizice similare. De exemplu LiF, MgO (magnetita), CsCl şi ZnS sunt cristale ionice. Acestea sunt materiale: puternice, fragile, cu temperaturi ridicate de topire în comparație cu metalele. Numeroase asemenea materiale devin solubile în lichide polare ca de exemplu apa. Deoarece toți electronii sunt prinşi în legături cu ionii situați în poziții rigide, nu există electroni liberi în jurul atomilor ca în metale. Prin urmare: materialele solide ionice sunt izolatoare. În comparție cu metalele şi cu elementele formate prin legături covalente, solidele cu legături ionice au o conductivitate termică redusă deoarece ionii nu pot transmite uşor energia de vibrație cinetică spre ionii vecini. 8 | P a g e

9. Legăturacovalentă se realizează între atomi cu electronegativităţi mari şi cu diferenţa între electronegativităţi mică sau egală cu zero, prin punerea în comun a electronilor impari (neîmperecheaţi) ai atomilor care reacţionează. Dacă fiecare atom pune în comun câte un electron se stabileşte o legătură simplă:Apă, Amoniac, Metan, Acid clorhidric, Clor, Hidrogen. Dacă atomii îşi pun în comun, fiecare, câte doi electroni între ei se realizează legături duble cum sunt cele din molecula de oxigen, de etenă, etc.Între atomii care îşi pun în comun, fiecare câte trei electroni se stabilesc legături triple ca cele din molecula de azot, de acetilenă ş.a. Numărul de electroni puşi în comun de către fiecare atom descrie multiplicitatea legăturii covalente. Deci, legătura covalentă poate fi –din punct de vedere al multiplicităţii –simplă, dublă sau triplă. În unele cazuri numai unul dintre atomi îşi pune în comun cu alt atom o pereche de electroni. Între aceşti atomi se realizează o legăturăcovalent coordinativă. Atomul care pune în comun perechea de electroni se numeşte donor iar celălalt atom este acceptor. Asemenea tip de legătură se întâlneşte în ionul de amoniu, NH4+ (N este atom donor, H+ este acceptor) şi în combinaţiile complexe. Legaturile covalente in molecula de apa Moleculele covalente în care perechea de electroni de legătură este uniform atrasă de atomii participanţi sunt molecule apolare (nepolare). Asemenea molecule sunt cele formate din atomi de acelaşi fel (H2, O2, N2, halogenii) sau din atomi diferiţi dar care formează molecule simetrice (CO2, CH4, CCl4). 9 | P a g e

10. Dacă perechea de electroni de legătură este deplasată mai mult spre unul dintre atomi (cel cu electronegativitatea mai mare) moleculele sunt polare adică sunt dipoli. Printre acestea se pot aminti monoxidul de carbon (CO), acidul clorhidric (HCl), hidrogenul sulfurat (H2S), amoniacul (NH3), apa (H2O), acidul fluorhidric, HF ş.a. A. Teoria electronică a covalenţei - Teoria electronica a lui G.H. Lewis (1916) si I. Langmuir (1919) Majoritatea substantelor in stare moleculara existente in natura, cum sunt moleculele organice, nu se formeaza prin cedare-captare de electroni asa cum se formeaza bazele si sarurile (combinatiile ionice). Ele nu conduc curentul electric deoarece au moleculele alcatuite din atomi puternic legati printr-un alt tip de legatura mai stabila decat legatura ionica si care poarta numele de legatura covalenta sau atomica. Legătura covalentă se realizează între atomii elementelor identice sau puţin diferite din punct de vedere al caracterului electrochimic, prin punerea în comun a unui acelaşi număr de electroni necuplaţi de către fiecare dintre cei doi participanţi la legătură. Rezultă molecule sau reţele atomice. Perechea de electroni de legătură - pereche de electroni participanţi. Ambii atomi participanţi realizează o configuraţie electronică stabilă deoarece dubletele de electroni rezultate le aparţin în egală măsură deplasându-se pe orbite care cuprind amândouă nucleele. Lewis a propus simbolizarea unei legături covalente printr-o liniuţă. În funcţie de natura atomilor participanţi, legătura covalentă poate fi: nepolară–atomii participanţi sunt de acelaşi tip; perechea de electroni de legătură aparţine în egală măsură ambilor atomi; norul electronic este distribuit simetric între cele două nuclee; se formează molecule nepolare diatomice (H2 , Cl2 etc.) sau cu simetrie geometrică (CH4 , CCl4 , CO2 etc.); 10 | P a g e

11. polară– atomii participanţi sunt diferiţi; perechea de electroni de legătură este atrasă mai puternic de atomul mai electronegativ; densitatea norului electronic este mai mare în jurul atomului mai electronegativ, molecula rezultată este alungită şi prezintă 2 poli (dipol); apar sarcini electrice parţiale (cu valoare fracţionară, notate cu δ+ sau δ- ); legătura covalentă polară are caracter parţial ionic; H2 + Cl2 2Hδ+ - Clδ- coordinativă - se realizează printr-o pereche de electroni neparticipanţi ai unuia dintre atomii participanţi la legătură (atom donor); această pereche de electroni este pusă în comun cu un alt atom care este deficitar în electroni (atom acceptor); este un caz particular al legăturii covalente şi se simbolizează printr-o săgeată cu vârful îndreptat către atomul acceptor; acest tip de covalenţă se întâlneşte la formarea ionilor poliatomici şi a combinaţiilor complexe. In timp ce legatura covalenta obisnuita are loc prin unire de atomi si duce la formarea de combinatii simple, legatura coordinativa se produce prin unire de molecule si duce la formare de combinatii complexe, numite si combinatii de ordinul II. Asemenea combinatii depasesc cu mult numarul combinatiilor simple si ele capata importanta teoretica si practica din ce in ce mai mare. Prima teorie asupra combinatiilor complexe care a raspuns afirmativ rezultatelor experimentale a fost data de A. Werner (1893) si poarta numele de teoria coordinatiei. Conform acestei teorii, unii atomi dispun pe langa valentele lor principale si de un anumit numar de valente secundare cu care formeaza legaturi chimice distincte. In jurul unui atom central sunt legate sau coordinate prin aceste valente un anumit numar de ioni sau molecule numite liganzi sau adenzi care formeaza prima sfera de coordinatie notata prin paranteze patrate: K3[Fe(CN)6]; [Cu(NH3)4]SO4, [Co(NH3)6]Cl3 Ionii din afara parantezei patrate constituie ionii din sfera a doua, iar sarcinile lor neutralizeaza sarcinile ionului complex. Numarul de liganzi care pot fi coordinati se numeste numar de coordinatie. 11 | P a g e

12. B. Teoria mecanic cuantică a covalenţei Metoda legăturii de valenţă (MLV) - legătura covalentă este rezultat al suprapunerii orbitalilor atomici nedeformaţi. La realizarea legăturii cei doi atomi participă cu număr egal de electroni, rezultând perechi de electroni cu spin antiparalel. Numărul de covalenţe posibile pentru un atom este egal cu numărul cuplărilor pe care le poate realiza până la obţinerea unei configuraţii electronice stabile. În cazul apropierii a doi atomi cu electroni neîmperecheaţi, dacă electronii au spini paraleli, se manifestă forţe de respingere electrostatică, iar dacă spinii sunt antiparaleli, orbitalii atomici se acoperă reciproc pe o suprafaţă limitată. Orbitalul comun care rezultă este orbitalul molecular ocupat de doi electroni cu spin opus ce aparţine ambilor atomi. Ex: la combinarea a doi atomi izolaţi de H, se realizează suprapunerea maximă a orbitalilor atomici 1s în spaţiul inter-nuclear rezultând molecula H2 , starea cu cea mai scăzută energie, cea mai stabilă structură. Formarea legaturii s: a-dintr-un orbital s si unul p; b- din doi orbitali px. Legaturi σse mai pot forma dintr-un orbital s cu unul p sau din doi orbitali px. După modul de suprapunere a orbitalilor atomici participanţi: legătura covalentă σ şi legătura covalentă π. Legătura covalentă σse stabileşte între electroni (electroni σ) care intră în rezonanţă de-a lungul axei de legătură. După tipul de orbitali participanţi la realizarea legăturii σ, există mai multe tipuri de covalenţe: covalenţa σss rezultă din suprapunerea a doi orbitali atomici de tip s. covalenţa σsp rezultă în urma suprapunerii unui orbital atomic s cu un lob al unui orbital atomic p. H Cl HCl covalenţa σpp rezultă din suprapunerea a doi orbitali atomici p prin câte un lob (moleculele de halogeni). covalenţa σpd rezultă din suprapunerea unui orbital atomic p cu un orbital atomic d prin câte un lob (halogenurile metalelor tranziţionale). 12 | P a g e

13. Formarea legaturii s in molecula de HF Legătura σ este ceamai stabilă legătură covalentă. Covalenţele σ sunt legături de bază într-o moleculă, determinând configuraţia acesteia. Legătura covalentă π - se realizează în cazul în care, după formarea legăturii σ, la ambii atomi participanţi la legătură rămân electroni necuplaţi. Legătura covalentă π rezultă din suprapunerea orbitalilor p, d sau f prin câte doi lobi dând naştere legăturilor duble sau triple. Ex.: În cazul moleculei N2 , legarea atomilor se realizează printr-o covalenţă σ, rezultată din suprapunerea orbitalilor 2px , şi două covalenţe π, rezultate din suprapunerea orbitalilor 2py şi 2pz. Covalenţa π: este întretăiată de planul nodal al legăturii σ pe care este perpendiculară; reduce distanţele interatomice; măreşte unghiul de valenţă, deci, conduce la creşterea rigidităţii moleculei. suprafaţa de suprapunere a lobilor este mai redusă decât la covalenţele σ, motiv pentru care energia de legătură este mai mică la covalenţele π, decât la cele σ, ceea ce conduce la o reactivitate mai mare a legăturii π, comparativ cu legătura σ. Orbitalii moleculari p (legatura p sau pp) rezulta din doi orbitali atomici p orientati paralel in spatiu si anume din doi orbitali py sau din doi orbitali pz. Formarea legaturii p din orbitali py si pz Un mod simplu pentru reprezentarea legăturilor covalente este utilizarea structurilor Lewis sau electronice. În structura Lewis, nucleul atomic și electronii de pe straturile interne 13 | P a g e

14. (care nu participă la formarea legăturii) pot fi grupați împreună (miez) și reprezentați prin simbolul atomic. Miezul este înconjurat de electronii de valență, reprezentați fiecare printr-un punct. Între moleculele care conţin atomi de hidrogenlegaţi de atomi cu electronegativitate mare şi volum atomic mic se pot stabili legături de hidrogen. Asemenea legături se pot stabili între moleculele de apă, de acid fluorhidric, de alcooli, de acizi carboxilici sau chiar în aceeaşi moleculă în acizi alcooli, acizi fenoli ş.a. Între ioni şi moleculele polare, între moleculele polare, între moleculele polare şi cele apolare se manifestă forţe de atracţie electrostatică care însă sunt slabe deoarece sarcinile acestor particule sunt mici (fracţionare). Între oricare două particule (atomi, ioni, molecule polare sau apolare) se manifestă interacţiuni de tip van der Waals. 14 | P a g e

15. Existenţa acestor forţe explică o serie de proprietăţi ale substanţelor precum şi starea de agregare, posibilitatea de lichefiere a gazelor formate din molecule apolare, solubilitatea, punctele de fierbere şi punctele de topire. Dacă interacţionează atomi cu electronegativităţi mici (atomi de metale) şi dacă diferenţa de electronegativitate este zero (atomii aceluiaşi metal) sau mică, între atomi se stabileştelegătura metalică. Prin interacţiunile dintre atomirezultă substanţele anorganice şi substanţele organice. Substanţele anorganice se pot clasifica în patru categorii: oxizi, hidroxizi (baze), acizi şi săruri. Oxizii sunt compuşii oxigenului cu metalele sau cu nemetalele. Formula generală a unui oxid este E2nOnunde n este valenţa elementului generator de oxid. Denumirea oxizilor se poate face în diverse moduri: a) dacă elementul generator de oxid are o singură formă de valenţă oxizii se denumesc: oxid de “numele elementului” Na2O – oxid de sodiu, CaO – oxid de calciu b) dacă elementul prezintă valenţă variabilă, după numele său se precizează şi valenţa sa, FeO – oxid de fier (II) sau Fe2O3– oxid de fier (III). Hidroxiziisunt compuşi care conţin în moleculă un singur atom de metal şi un număr de grupări hidroxid, HO-, egal cu valenţa metalului. Formula generală a unui hidroxid este Mn(OH)nîn care M este un metal cu valenţa n. Denumirea hidroxiziloreste diferită în funcţie de compoziţia lor: a) hidroxid de “numele elementului” NaOH – hidroxid de sodiu, Ca(OH)2– hidroxid de calciu, Al(OH)3– hidroxid de aluminiu. b) La numele metalului se adaugă valenţa sa, dacă metalul prezintă valenţă variabilă: Fe(OH)2– hidroxid de fier (II), Fe(OH)3– hidroxid de fier (III). Notă: excepţie de la definiţia hidroxizilor face NH4OH – hidroxidul de amoniu, întrucât NH4+ nu este un ion metalic dar se comportă în reacţiile chimice similar cu ionii metalelor alcaline. Aciziisunt substanţe care conţin în moleculă atomi de hidrogen şi un radical acid. Atomii de hidrogen se pot înlocui cu atomii de metale şi se obţinsăruri. Orice acid anorganic se scrie începând cu atomul de hidrogen, HA. Acizii în molecula cărora nu există atomi de oxigen se numesc hidracizi iar cei care conţin atomi de oxigen se numesc oxoacizi. 15 | P a g e

16. 16 | P a g e