Chemické názvosloví

Chemický vzorec

• Stechiometrický vzorec

  udává poměr prvků ve sloučenině
  je poměrně málo používaný
  Př.: benzen – CH; voda – H₂O

• Molekulový vzorec

  udává skutečné složení molekuly
  je velmi používaný Př.: benzen – C₆H₆; voda: H₂O

• Strukturní vzorec

  vzorec vyjádřen vazbami
  Př.: voda: H-O-H, acetylen: H-C=C-H

• Strukturní elektronový vzorec

  udává vazebné i nevazebné elektronové páry
  Př.: H-O-H

• Racionální vzorec

  vzorec s charakteristickými skupinami
  Př.: ethanol: C₂H₅-OH

• Geometrický vzorec

  strukturní vzorec s vyznačenými vazebnými úhly (=tvar molekuly)
  

Oxidační číslo

je nezbytné pro názvosloví
formální veličina
Zápis: římskou číslicí do pravého horního rohu
Př.: H^I, O^-II
Hodnoty: vždy celá čísla; záporné (např. -IV), nula, kladné (VIII)

Pravidla pro určování oxidačního čísla

• samostatný prvek má vždy oxidační číslo 0
• některé prvky ve sloučeninách mají vždy stejné oxidační číslo: H^I, O^-II, F^-I, Zn^II, Al^III, Br^II; skupina I.A (Li, Na, K): ^I, skupina II.A (Mg, Ca): ^II
• jednojaderný ion – oxidační číslo je stejné jako náboj
  Př.: (Fe²⁺)^+II, (O^2-)^-II
• vícejaderný ion – oxidační číslo je stejné jako náboj
  Př.: (H₃O⁺)^+I, (OH^-)^-I
• molekula – součet oxidačních čísel je roven nule

Číselné předpony

číslo	předpona
1	mono
2	di
3	tri
4	tetra
5	penta
6	hexa
7	hepta
8	okta
9	nona
10	deka
11	undeka
12	dodeka
1/2	hemi
3/2	seskvi

Koncovky

číslo	koncovka
1	-ný
2	-natý
3	-itý
4	-ičitý
5	-ičný/-ečný
6	-ový
7	-istý
8	-ičelý

Oxidy

dvojprvkové sloučeniny kyslíku a jiného prvku
kyslík má oxidační číslo -II

oxid železitý – Fe₂^IIIO₃^-II
oxid křemičitý – Si^IVO^-II

Hydroxidy

látky obsahující hydroxidovou skupinu -OH, ta má vždy oxidační číslo -I (tj. (OH)^-I)

hydroxid vápenatý – Ca^II(OH)₂^-I
hydroxid sodný – Na^I(OH)^-I → NaOH (pokud je skupina v závorce pouze jedna, nemusí se závorka uvádět)

Kyseliny

Bezkyslíkaté

kyselina fluorovodíková (HF), chlorovodíková (HCl), bromovodíková (HBr), jodovodíková (HI), sulfanová (H₂S), kyanovodíková (HCN)

Kyslíkaté

kyselina sírová, siřičitá, uhličitá, dusičná, fosforečná

H^II^VIIO^-II₄ – kyselina jodistá
H^I₃I^VIIO^-II₅ – kyselina trihydrogenjodistá
H^I₅I^VIIO^-II₆ – kyselina pentahydrogenjodistá
všechny tyto kyseliny by byly kysliny jodisté, přestože jsou odlišné. Proto v názvu kyseliny uvedeme počet vodíků.

Tvoří-li prvek v daném oxidačním čísle více kyselin, přidáme k názvu kyseliny číselnou předponu + "hydrogen" (viz příklad)

Sytnost kyseliny

H₂SO₄ – kyselina je dvojsytná, neboť má dva vodíky
HNO₃ – kyselina je jednosytná
H₃PO₄ – kyselina je trojsytná

Sytnost tedy udává počet odštěpitelných atomů vodíku.

---

kyselina bromná – HBrO
kyselina dusitá – HNO₂
kyselina manganistá – HMnO₄
kyselina chlorečná – HClO₃
kyselina chloritá – HClO₂
kyselina selenová – H₂SeO₄

HBrO₄ – kyselina bromistá
HClO – kyselina chlorná
H₃BO₃ – kyselina trihydrogenboritá
H₃PO₄ – kyselina trihydrogenfosforečná = kyselina fosforečná (je to vyjímka, nemusí se jí říkat trihydrogenfosforečná)

Thiokyseliny

Definice: vznikají nahrazením jednoho či více atomů kyslíku atomy síry
do názvu přidáme thio

kyselina thiouhličitá: H₂CO₃ (kyselina uhličitá) → H₂CO₂S (nahradíme jeden kyslík jednou sírou)
kyselina trithiouhličitá: H₂CO₃ → H₂CS₃ (nahradili jsme tři kyslíky, protože je to kyselina trithiouhličitá)
kyselina thiosírová: H₂SO₄ → H₂S₂O₃ (nahradili jsme jeden kyslík, bylo by ale zvláštní psát H₂SO₃S, tudíž přičteme ho k S ve vzorečeku)

Polykyseliny

Definice: obsahují více centrálních atomů
kyselina disírová: H^I₂S^VI₂O^II₇
kyselina tetratelluričitá: H^I₂Te^IV₄O^-II₉
neplést kyselinu tetratelluričitou a tetrahydrogentelluričitou – zatímco kyselina tetratelluričitá má 4 tellury, kyselina tetrahydrogentelluričitá má 4 vodíky!

Soli

Soli teoreticky odvozujeme odvozením od kyseliny nahrazením atomů vodíku atomy jiného prvku
Na₂SO₄ ← H₂SO₄
CaCO₃ ← H₂CO₃
Na₃PO₄ ← H₃PO₄

Soli kyslíkatých kyselin a soli bezkyslíkatých kyselin
zbytek kyseliny – zůstane nám, pokud z kyseliny "sebereme vodíky", tento zbytek kyseliny má oxidační číslo rovno -[počet vodíků] (tj pro H -I, pro H₂ -II, …)
zbytek od H^II₂SO₄ je (SO₄)^-II, zbytek od H^INO₃ je (NO₃)^-I

Soli kyslíkatých kyselin

dusičnan olovnatý – koncovka an říká, že je to sůl, navíc sůl tvořená od kyseliny dusičné
kyselina dusičná – HNO₃, zbytek z této kyseliny: (NO₃)^-I
nyní přidáme olovo, doplníme oxidační čísla: Pb^II(NO₃)^-I₂

uhličitan hořečnatý – zbytek z kyseliny uhličité je (CO₃)^-II, sůl je Mg^II(CO₃)^-II
dusičnan draselný – zbytek z kyseliny dusičné je (NO₃)^-I, sůl je K^INO₃
seleničitan sodný – Na^I₂SeO₃
disíran sodný – Na^I₂S₂O₇
chorečnan draselný – KClO₃
dusitan sodný – NaNO₂

siřičtan sodný – Na₂SO₃
chroman draselný – K₂CrO₄
dichroman draselný – K₂Cr₂O₇
manganistan draselný – KMnO₄

Pozn: amoniak (látka) – NH₃; amonný ([něco] amonný) – (NH₄)^+I

dusičnan amonný – (NH₄)^I(NO₃)^-I → NH₄NO₃

Soli bezkyslíkatých kyselin

soli vznikající od HF (např. NaF), HCl (např. CaCl₂), HBr (např. KBr) a HI (např. MgI₂) jsou halogenidy
soli vznikající od H₂S (např. CuS) jsou sulfidy
soli vznikající od HCN (např. KCN) jsou kyanidy

halogenidy: např. chlorid vápenatý – Ca^IICl^-I₂ (halogen, v tomto případě Cl, bude mít vždy oxidační číslo -I)
sulfidy: např. sulfid mědný – Cu^IS^-II (síra má oxidační číslo -II)
kyanidy: např. kyanid draselný – K^I(CN)^-I → KCN (CN má oxidační číslo -I)

sulfid železnatý – FeS
chlorid hořečnatý – MgCl₂
jodid hlinitý – AlI₃
sulfid železitý – Fe₂S₃
kyanid amonný – NH₄CN

Hydrogensoli

Definice: Soli obsahující v molekule aspoň jeden atom vodíku

hydrogenuhličitan vápenatý – vzniká z kyseliny uhličité, což je H₂CO₃. Jeden vodík si ponecháme, zbyde nám tedy (HCO₃)^-I (odebrali jsme pouze jeden vodík, tudíž oxidační číslo je -I). Nyní už počítáme jako obvykle: Ca^II₂(HCO₃)^-I

dihydrogenfosforečnan draselný – K^I(H₂PO₄)^-I
dihydrogenfosforečnan vápenatý – Ca^II(H₂PO₄)^-I₂

hydrogenuhličitan barnatý – Ba(HCO₃)₂
hydrogensulfid sodný – NaHS
hydrogensíran rubidný – RbHSO₄

Hydráty solí

Pozor: hydrogensoli X hydráty solí
Definice: soli, v jejichž krystalické struktuře jsou vázány molekuly vody
např. CaCl₂ ∙ 2H₂O – tečka se buď nečte, nebo se čte jako "plus" – nikdy "krát"

pentahydrát síranu měďnatého – vytvoříme síran měďnatý – CuSO₄, přidáme "∙ 5H₂O" → CuSO₄ ∙ 5H₂O
dihydrát síranu vápenatého – CaSO₄ ∙ 2H₂O
heptahydrát síranu zinečnatého – ZnS₄ ∙ 7H₂O
hemihydrát chloridu vápenatého – CaCl₂ ∙ 1/2H₂O

Triviální názvy

je třeba je umět
modrá skalice – CuSO₄ ∙ 5H₂O
zelená skalice – FeSO₄ ∙ 7H₂O
bílá skalice – ZnSO₄ ∙ 7H₂O
krystalická soda – Na₂CO₃ ∙ 10H₂O
sádrovec – CaSO₄ ∙ 2H₂O

Ionty

• jednojaderné
• vícejaderné

Kationty

Jednojaderné kationty

Na⁺ – oxidační číslo je I (je rovno náboji), tudíž kationt sodný
Fe³⁺ – oxidační číslo III, tudíž kationt železitý

Vícejaderné kationty

Příklady nutno umět:
H₃O⁺ – oxoniový kationt (oxonium)
NH⁺₄ – amonný kationt (amonium)

Anionty

Jednojaderné anionty

Cl^- – chloridový aniont
F^- – fluoridový aniont
Br^- – bromidový aniont
I^- – jodidový aniont
O^2- – oxidový aniont
N^3- – nitridový aniont
H^- – hydridový aniont

Vícejaderné anionty

Aniontové kyseliny

SO₄^2- – odpovídá to SO₄^-II, což by byla nějaká sůl – nějaký síran → síranový aniont
NO₃^- – hypotetická sůl, kterou bychom vytvořili by byl dusičnan → dusičnanový aniont
CO₃^2- – uhličitanový aniont
PO₄^3- – fosforečnanový aniont

Hydroxidový aniont

OH^-