Rejstřík

Rejstřík názvů

Ag	stříbro	silver
Ag⁺	kation stříbrný	silver(I) cation
Ag₃AsO₄	arseničnan stříbrný	silver(I) arsenate
Al	hliník	aluminium	Podle postavení v elektrochemické řadě napětí kovů by měly hliníkové nádoby bouřlivě reagovat s vodou za vývoje vodíku. Naštěstí pro turisty se kotlíky i ešusy pasivují vrstvičkou nereaktivního Al₂O₃, přesto pozor na horké roztoky hydroxidů alkalických kovů (alkálie) i silné neoxidující kyseliny.
Al₂O₃	oxid hlinitý	aluminium(III) oxide
Al(OH)₃	hydroxid hlinitý	aluminium(III) hydroxide
[Al(OH)₄]^-	anion tetrahydroxohlinitanový	tetrahydroxoaluminate(III)
Al₂(SO₄)₃	síran hlinitý	aluminium(III) sulfate
As	arsen	arsenic
AsH₃	arsan	arsine	Arsan je toxický plyn, je nestálý a teplem se rozkládá na vodík a arsen. Těžší homolog stiban se rozkládá již při laboratorní teplotě, lehčí homolog fosfan tuto reakci nesvede. Na rozdíl od PH₃ už není ani slabě bazický, arsoniové soli neznáme.
AsO₃^3-	anion arsenitanový	arsenite anion
As₄O₆	oxid arsenitý	arsenic(III) oxide
AsO₄^3-	anion arseničnanový	arsenate anion
As₂O₃	oxid arsenitý	arsenous oxide
As₂S₃	sulfid arsenitý	arsenic(III) sulfide
AsS₃^3-	anion trithioarsenitanový	trithioarsenite anion
Au	zlato	gold
AuCl₃	chlorid zlatitý	gold(III) chloride
BCl₃	chlorid boritý	boron(III) chloride
BF₃	fluorid boritý	boron(III) fluoride
BF₄^-	anion tetraflouroboritanový	tetrafluoroborate(III) anion
B₂H₆	diboran	diborane	nejmenší z rodiny boranů (monomerní BH₃ neexistuje), plyn, který bouřlivě reaguje s kyslíkem. Používá se při syntézách jako elektrofilní redukční činidlo a k hydroboraci násobné vazby C-C.
BH₃	boran	borane
B(OH)₃	kyselina boritá	boric acid
BaCl₂	chlorid barnatý	barium(II) chloride
BaS	sulfid barnatý	barium(II) sulfide
BaSO₄	síran barnatý	barium(II) sulfate
Be	beryllium	beryllium	Lehký kov chemickým chováním podobný hliníku (tzv. diagonální podobnost prvků, projevuje se též mezi lithiem a hořčíkem nebo borem a křemíkem. Ke zkoušce je užitečné znát příčinu - k nalezení ve všech dobrých učebnicích)
[Be(OH)₄]^2-	anion tetrahydroxoberyllnatanový	tetrahydroxoberyllate(II)
Bi(OH)₃	hydroxid bismutitý	bismuth(III) hydroxide
Br₂	brom	bromine
Br^-	anion bromidový	bromide
BrO₃^-	anion bromičnanový	bromate
C	uhlík	carbon
CCl₄	chlorid uhličitý	carbon tetrachloride
C₂H₂	ethyn	ethyne	Ethyn (acetylen) je hořlavina (určete oxidační stavy C a H!), používaná při svařování, a protože je hořlavina, reaguje i s dalšími oxidačními činidly. (Pozor v laboratořích: roztoky silných oxidačních činidel nelze filtrovat přes filtrační papír, protože je hořlavina.)
CO	oxid uhelnatý	carbon monoxide
CO₂	oxid uhličitý	carbon dioxide
CO₃^2-	anion uhličitanový	carbonate anion
COCl₂	chlorid karbonylu	carbonyl chloride
CS₂	sulfid uhličitý	carbon disulfide
CS₃^2-	anion trithiouhličitanový	trithiocarbonate anion
CaCl₂	chlorid vápenatý	calcium(II) chloride
CaCl(ClO)	chlorid - chlornan vápenatý	calcium(II) chloride-hypochlorite	Chlorové vápno je levný desinfekční prostředek, jehož aktivní složkou je chlornan vápenatý, viz CaCl(ClO). Název napovídá způsob přípravy. Zkuste sestavit rovnici této reakce a vysvětlit často užívaný, i když ne zcela průhledný vzorec chlorového vápna CaOCl₂.
Ca(ClO)₂	chlornan vápenatý	calcium(II) hypochlorite	Chlornan vápenatý je aktivní složkou chlorového vápna, levného desinfekčního činidla, má výrazné oxidační účinky, redukuje se na chlorid. Srovnej s CaCl(ClO).
CaF₂	fluorid vápenatý	calcium(II) fluoride
CaO	oxid vápenatý	calcium(II) oxide
Ca(OH)₂	hydroxid vápenatý	calcium(II) hydroxide
Ca₃P₂	fosfid vápenatý	calcium phosphide
Ca₂P₂O₆	difosforičitan divápenatý	calcium(II) hexaoxodiphosphate
Ca₃(PO₄)₂	fosforečnan vápenatý	calcium phosphate
CaSiO₃	křemičitan vápenatý	calcium(II) silicate
Cl^-	anion chloridový	chloride anion
Cl₂	chlor	chlorine
ClO^-	anion chlornanový	hypochlorite anion	Chlornany jsou velice silná oxidační činidla. Namísto chlornanů lze použít také zavádění plynného chloru do alkalického roztoku látky, kterou chceme oxidovat(např. Reakcí hydroxidu bismutitého, chloru a hydroxidu sodného, Reakcí aniontu seleničitanového, chloru a aniontu hydroxidového v alkalickém prostředí , Reakcí aniontu thiosíranového, chloru a aniontu hydroxidového v alkalickém prostředí ). Proč? Kdo neví, ať se podívá na rovnici Reakcí chloru a aniontu hydroxidového v alkalickém prostředí .
ClO₂	oxid chloričitý	chlorine dioxide	Oxid chloričitý je plyn (b.v. 11°C) se silnými oxidačními vlastnostmi, velmi lehko exploduje. Redukuje se na chlorid, ten je stabilní. Připravuje se z chlorečnanů, viz Zahříváním pevného chlorečnanu draselného a kyseliny šťavelové při 70°C a Reakcí chlorečnanu draselného a kyseliny sírové (koncentrovaná kyselina sírová) .
ClO₂^-	anion chloritanový	chlorite anion
ClO₃^-	anion chlorečnanový	chlorate anion
Cr³⁺	kation chromitý	chromium(III) cation	V oxidačním stavu +III je chrom nejstálejší. Chromitá sůl (sůl, nikoli oxid!) vzniká redukcí dichromanů v kyselém prostředí. Zalkalizováním roztoků chromitých solí se srazí hydratovaný oxid (hydroxid) chromitý.
CrCl₃	chlorid chromitý	chromium(III) chloride	Bezvodý CrCl₃ má jinou barvu a jiné vlastnosti než chlorid hexaaquachromitý. Ve vodě se nerozpouští, zato se rozpouští v polárních organických rozpouštědlech (jak se asi liší polarizační účinky iontu chromitého a iontu hexaaquachromitého?).
CrO₄^2-	anion chromanový	chromate anion	Přechod mezi chromanem a dichromanem v roztoku je vratný a závisí na pH: žlutý chromanový anion je stálý v alkalickém prostředí a oranžový dichroman v prostředí kyselém. Chromany jsou vůči redukci stálejší než dichromany (=mají slabší oxidační účinky).
Cr₂O₃	oxid chromitý	chromium(III) oxide	Oxid chromitý je ve vodě nerozpustný, ale je amfoterní a rozpouští se v kyselinách - vznikají příslušné soli chromité - i ve vodných roztocích hydroxidů (louzích) - vznikají hydroxochromitany.
Cr₂O₇^2-	anion dichromanový	dichromate anion	Přechod mezi chromanem a dichromanem v roztoku je vratný a závisí na pH: žlutý chromanový anion je stálý v alkalickém prostředí a oranžový dichroman v prostředí kyselém. Dichromany jsou silná oxidační činidla a přecházejí vždy na chromitou sůl, nikoli oxid.
CrO₃	oxid chromitý	chromium(VI) oxide
Cr₂(SO₄)₃	síran chromitý	chromium(III) sulfate	viz Cr³⁺
Cu	měď	copper
Cu²⁺	kation měďnatý	copper(II) cation
CuFeS₂	bis(sulfid) měďnato-železnatý	copper(II)-iron(II) bis(sulfide)	Minerál chalkopyrit
CuH	hydrid měďný	copper(I) hydride
Cu(NO₃)₂	dusičnan měďnatý	copper(II) nitrate
Fe²⁺	kation železnatý	iron(II) cation	Železnaté soli snadno přecházejí na soli železité, před oxidací vzdušným kyslíkem jejich roztoky chráníme mírným okyselením vhodnou kyselinou (proč to nikdy nemůže být kyselina dusičná?)
Fe³⁺	kation železitý	iron(III) cation	Roztoky železitých solí reagují kysele. Zvýšíme-li pH, vyloučí se rezavá sraženina hydratovaného oxidu železitého.
FeAsS	arsenopyrit	arsenopyrite
FeCr₂O₄	oxid železnato-dichromitý	iron(II)-dichromium(III) oxide	Minerál chromit
Fe(NO₃)₃	dusičnan železitý	iron(III) nitrate
Fe₂O₃	oxid železitý	iron(III) oxide
FeS₂	disulfid železnatý	iron(II) disulfide	Minerál pyrit
FeSO₄	síran železnatý	iron(II) sulfate	viz Fe²⁺
Fe₂(SO₄)₃	síran železitý	iron(III) sulfate	viz Fe³⁺
GeCl₄	chlorid germaničitý	germanium(IV) chloride
GeO₂	oxid germaničitý	germanium(IV) oxide
H⁺
H₂	vodík	hydrogen	Plyn s redukčními účinky. Připraví se redukcí látek obsahujících H(I), např. vody, kyselin nebo hydroxidů.
H₃AsO₄	kyselina arseničná	arsenic acid
H[AuCl₄]	kyselina tetrachlorozlatitá	tetrachloroauric(III) acid
H[BF₄]	kyselina tetrafluoroboritá	tetrafluoroboric(III) acid
H₃BO₃	kyselina trihydrogenboritá	boric acid
HBr	bromovodík	hydrogen bromide
HBr	kyselina bromovodíková	hydrobromic acid
HBrO₃	kyselina bromičná	bromic acid
H₂C₂O₄	kyselina šťavelová	oxalic acid	Kyselina šťavelová je slabé redukční činidlo (jaké je oxidační číslo jejího uhlíku?), oxidací přechází na CO₂ (plyn).
HCl	chlorovodík	hydrogen chloride
HCl	kyselina chlorovodíková	hydrochloric acid
HClO	kyselina chlorná	hypochlorous acid
HClO₃	kyselina chlorečná	chloric acid
HClO₄	kyselina chloristá	perchloric acid
HF	fluorovodík	hydrogen fluoride	Fluorovodík je vysoce reaktivní látka s nečekaně vysokým bodem varu +19,5°C (ostatní halogenvodíky jsou plynné), zapříčiněným vodíkovými můstky. Kyselina fluorovodíková je roztok fluorovodíku ve vodě, slabá kyselina, ostatní halogenvodíkové kyseliny jsou silné.
HF	kyselina fluorovodíková	hydrofluoric acid	Fluorovodík je vysoce reaktivní látka s nečekaně vysokým bodem varu +19,5°C (ostatní halogenvodíky jsou plynné), zapříčiněným vodíkovými můstky. Kyselina fluorovodíková je roztok fluorovodíku ve vodě, slabá kyselina, ostatní halogenvodíkové kyseliny jsou silné.
HIO₃	kyselina jodičná	iodic acid	Nejstálejší oxokyselina jodu, silná kyselina s oxidačními účinky.
H₂IO₆^3-	anion dihydrogenjodistanový	dihydrogenperiodate anion(3-)
HNO₃	kyselina dusičná	nitric acid	Kyselina dusičná je silné oxidační činidlo. Řadu nekovů oxiduje na kyseliny, např. S na H₂SO₄, Se na H₂SeO₃, I₂ na HIO₃, As na H₃AsO₄ , a převádí do roztoku ušlechtilé kovy (ty, které nevytěsní vodík z neoxidujících kyselin). Koncentrovaná HNO₃ dává oxid dusičitý (směs červeného NO₂ a bezbarvého dimeru), ze zředěné kyseliny dusičné vzniká bezbarvý NO.
HNO₂	kyselina dusitá	nitrous acid
H₂O	voda	water
H₂O₂	peroxid vodíku	hydrogen peroxide	Peroxid vodíku obsahuje atomy kyslíku v metastabilním oxidačním stavu -I. Stabilní oxidační stavy kyslíku jsou -II (moře, řeky, křemičitanové minerály v zemské kůře) a 0 (atmosféra). Proto může mít H₂O₂ jak účinky oxidační (častěji, produktem je O(-II)), tak redukční (produktem je O₂), záleží na reakčních partnerech.
H₃O⁺	kation oxoniový	oxonium cation
H₂PO₂^-	anion fosfornanový	phosphinate anion
H₂PO₃^-	anion dihydrogenfosforitanový	dihydrogenphosphite anion
H₃PO₂	kyselina fosforná	phosphinic acid	Kyselina fosforná je jednosytná kyselina s velice silnými redukčními účinky. Její soli mají anion H₂PO₂^- a žádný jiný! Opravdu umíte napsat její strukturní vzorec? (nápověda: je v učebnici)
H₃PO₃	kyselina trihydrogenfosforitá	phosphorous acid	Kyselina fosforitá je dvojsytná kyselina (jaký má strukturní vzorec?) s redukčními účinky. Dává dvě řady solí, H₂PO₃^- a HPO₃^2-. Nedejte se zmýlit existencí esterů P(OR)₃ , ty nepřipravíte esterifikací kyseliny, ale z PCl₃ .
H₃PO₄	kyselina trihydrogenfosforečná	phosphoric acid	Základní oxokyselina fosforu. Tato je opravdu trojsytná. Mezi ní a jejím anhydridem P₄O₁₀ najdeme celou řadu neúplně hydratovaných cyklo- i katenapolyfosforečných kyselin.
HPO₃^2-	anion hydrogenfosforitanový	hydrogenphosphite anion
H₂[PtCl₆]	kyselina hexachloroplatičitá	hexachloroplatinic(IV) acid
H₂S	sulfan	sulfane
HSO₃^-	anion hydrogensiřičitanový	hydrogensulfite anion
HSO₄^-	anion hydrogensíranový	hydrogensulfate anion
H₂SO₄	kyselina sírová	sulfuric acid	Kyselina sírová je silná kyselina a je-li koncentrovaná, má dehydratační a oxidační schopnosti (redukuje se na SO₂).
H₂Se	selan	selane
H₂SeO₃	kyselina seleničitá	selenous acid
H₂SeO₄	kyselina selenová	selenic acid
H₂[SiF₆]	kyselina hexafluorokřemičitá	hexafluorosilicic(IV) acid
I^-	anion jodidový	iodide anion	Stabilní oxidační stav všech halogenů je –I, v tomto oxidačním stavu se vyskytují v přírodě. Jodid lze zoxidovat nejsnáze ze všech halogenidů.
I₂	jód	iodine	Jod má ze všech halogenů nejslabší oxidační účinky, tzn. že ze všech halogenidů lze nejsnáze zoxidovat jodid. Je to jediný halogen, který se vyskytuje v přírodě ve sloučeninách, kde je jeho oxidační stav kladný. Jod přechází mezi různými oxidačními stavy poměrně snadno, proto byla jodometrie součástí klasické analytické chemie.
IO₃^-	anion jodičnanový	iodate anion	Jod se jako jediný halogen vyskytuje v přírodě ve sloučeninách, kde je jeho oxidační stav kladný. Jodičnan sodný provází chilský ledek.
K[Ag(CN)₂]	dikyanostříbrnan draselný	potassium dicyanoargentate(I)
KCN	kyanid draselný	potassium cyanide
K₂C₂O₄	šťavelan draselný	potassium oxalate
KCl	chlorid draselný	potassium chloride
KClO₃	chlorečnan draselný	potassium chorate
KClO₄	chloristan draselný	potassium perchlorate
K₂Cr₂O₇	dichroman draselný	potassium dichromate
K₂CrO₄	chroman draselný	potassium chromate
K₂FeO₄	železan draselný	potassium ferrate(VI)	V železanech dosahuje železo svého nejvyššího oxidačního stavu +VI. U těžších prvků 8. skupiny se vyskytuje i nejvyšší vůbec známý oxidační stav +VIII. Železany mají silnější oxidační účinky než manganistan, stálé jsou jen v silně alkalických roztocích, jinak se rozkládají za vývoje kyslíku.
KHSO₄	hydrogensíran draselný	potassium hydrogensulfate
KI	jodid draselný	potassium iodide	viz I^-
KIO₃	jodičnan draselný	potassium iodate	viz IO₃^-
KMnO₄	manganistan draselný	potassium permanganate	viz MnO₄^-
K₂MnO₄	manganan draselný	potassium manganate	Anion mangananový je velmi silné oxidační činidlo a stálý je pouze v silně alkalickém prostředí, jedině tam jej lze připravit. Při poklesu pH (okyselení roztoku) disproporcionuje na manganistan a oxid manganičitý (zapište iontovou rovnici).
KNO₂	dusitan draselný	potassium nitrite
KNO₃	dusičnan draselný	potassium nitrate
KOH	hydroxid draselný	potassium hydroxide
K₂SO₄	síran draselný	potassium sulfate
K₂Se	selenid draselný	potassium selenide
K₂SeO₃	seleničitan draselný	potassium selenite
Mg	hořčík	magnesium	Hořčík patří k nejrozšířenějším prvkům. Potřebujeme ho pro život - je součástí chlorofylu - i v technice do lehkých slitin. V minerálech se kationty hořečnaté vyskytují v kombinaci s křemičitany, uhličitany, oxidy (tyto kombinace iontů jsou nerozpustné).
MgO	oxid hořečnatý	magnesium(II) oxide
Mn²⁺	kation manganatý	manganese(II) cation	Při redukci manganistanu v kyselých roztocích vznikají manganaté soli příslušných kyselin. Jsou náchylné k oxidaci na MnO₂.
MnCl₂	chlorid manganatý	manganese(II) chloride	viz Mn²⁺
MnO₂	oxid manganičitý	manganese(IV) oxide	Důležitá složka manganových rud. V laboratoři hojně využívané oxidační činidlo, viz Reakcí kyseliny chlorovodíkové a oxidu manganičitého. Vzniká při redukci manganistanu v neutrálním nebo mírně alkalickém prostředí.Srovnejte si Reakcí aniontu jodidového, aniontu manganistanového a vody, Reakcí aniontu manganistanového a aniontu dusitanového v kyselém prostředí , Reakcí aniontu manganistanového, aniontu siřičitanového a vody).
MnO₄^-	anion manganistanový	permanganate anion	Manganistany jsou silná oxidační činidla, jejich oxidační síla závisí na pH. Nejvyšší je v kyselém prostředí a produktem je vždy manganatá sůl (nikoli oxid!). V neutrálním prostředí vzniká oxid manganičitý, v silně alkalickém prostředí nestálý anion mangananový MnO₄^2- .
MnO₄^2-	anion mangananový	manganate(VI) anion
MnSO₄	síran manganatý	manganese(II) sulfate	viz Mn²⁺
Mo	molybden	molybdenum
N₂	dusík	nitrogen
NH₃	amoniak	ammonia	Nikdy nezaměňujte roztok amoniaku ve vodě s kapalným amoniakem (b.v. -33°C)! Suchý amoniak bude reagovat především jako redukční činidlo (může třeba shořet na dusík), vodný roztok amoniaku zvaný čpavek je slabě zásaditý, a proto se přednostně bude neutralizovat.
N₂H₄	hydrazin	hydrazine	Ve srovnání s amoniakem je hydrazin slabší bází (ale soli tvoří) a výraznějším redukčním činidlem, oblíbeným při syntézách i používaným jako raketové palivo. Oxiduje se na dusík. Srovnejte si podle těchto kritérií také dvojici voda - peroxid vodíku!
NH₄Br	bromid amonný	ammonium bromide
(NH₄)₂CrO₄	chroman amonný	ammonium chromate	Tato sůl má tu zvláštnost, že v sobě současně zahrnuje oxidační (anion) i redukční (kation) činidlo. Vyžaduje opatrné zacházení, přehřátím, nárazem apod. Lze spustit rychlou reakci! Není jediná, pozor na všechny chlorečnany, chloristany, chromany, dusičnany... kationtů odvozených od amoniaku nebo obsahujících uhlovodíkové řetězce (třeba jako ligandy).
NH₄NO₃	dusičnan amonný	ammonium nitrate	viz (NH₄)₂CrO₄
NH₂OH	hydroxylamin	hydroxylamine
(NH₄)₂SO₄	síran amonný	ammonium sulfate
N₂H₆SO₄	síran hydrazinia(2+)	hydrazinium(2+) sulfate	Soli hydrazinia jsou významnými redukčními činidly, jejich oxidací vzniká dusík.
(NH₄)₂S₂O₆(O₂)	peroxodisíran amonný	ammonium peroxodisulfate	viz S₂O₆(O₂)^2-
NO	oxid dusnatý	nitrogen(II) oxide
NO₂^-	anion dusitanový	nitrite anion	Dusitan může být oxidačním i redukčním (obvykleji) činidlem. Oxidační účinky projevuje v kyselém prostředí.
NO₃^-	anion dusičnanový	nitrate anion
N₂O	azoxid	nitrogen(I) oxide
NO₂	oxid dusičitý	nitrogen(IV) oxide
NOCl	chlorid nitrosylu	nitrosyl chloride
Na₃[AlF₆]	hexafluorohlinitan sodný	sodium hexafluoroaluminate(III)	Minerál kryolit, připravuje se rovněž uměle. Z roztoku oxidu hlinitého v roztaveném kryolitu se elektrolyticky vyrábí hliník.
Na₃AsO₄	tetraoxoarseničnan sodný	sodium tetraoxoarsenate
Na[Au(CN)₂]	dikyanozlatnan sodný	sodium dicyanoaurate(I)
Na[BH₄]	tetrahydridoboritan sodný	sodium tetrahydridoborate(III)	Pevná látka, používá se při syntézách jako nukleofilní redukční činidlo a pro přípravu diboranu in situ.
Na₂B₄O₇	tetraboritan disodný	sodium heptaoxotetraborate(III)	Dekahydrát tetraboritanu sodného (borax), sumárně Na₂B₄O₇.10 H₂O, je základním zdrojem všech dalších sloučenin boru a prvním krokem je jeho převedení na kyselinu boritou. Z ní se snadno připraví oxid boritý (jak?) a z něj např. fluorid boritý, chlorid boritý, borany a bor.
NaBiO₃	trioxobismutičnan sodný	sodium trioxobismutate(V)
NaCN	kyanid sodný	sodium cyanide
Na₂CO₃	uhličitan sodný	sodium carbonate
NaCl	chlorid sodný	sodium chloride
NaClO	chlornan sodný	sodium hypochlorite
NaClO₃	chlorečnan sodný	sodium chlorate
NaClO₂	chloritan sodný	sodium chlorite
Na₂CrO₄	chroman sodný	sodium chromate(VI)
NaHCO₃	hydrogenuhličitan sodný	sodium hydrogencarbonate
Na₂H₂P₂O₆	dihydrogendifosforičitan sodný	sodium dihydrohenhexaoxodiphosphate
NaHSO₄	hydrogensíran sodný	sodium hydrogensulfate
NaHSO₃	hydrogensiřičitan sodný	sodium hydrogensulfite
NaI	jodid sodný	sodium iodide
Na₂MoO₄	molybdenan sodný	sodium molybdate(VI)
NaNO₂	dusitan sodný	sodium nitrite
NaNO₃	dusičnan sodný	sodium nitrate
Na₂O₂	peroxid sodný	natrium peroxide
NaOH	hydroxid sodný	sodium hydroxide
Na₂SO₄	síran sodný	sodium sulfate
Na₂S₂O₄	dithioničitan sodný	sodium dithionite
Na₂SO₃	siřičitan sodný	natrium sulfite
Na₂SnO₃	cíničitan disodný	disodium stannate(IV)
O₂	kyslík	oxygen
OH^-	anion hydroxidový	hydroxide anion
P	fosfor	phosphorus
P₄	fosfor	phosphorus
PBr₃	bromid fosforitý	phosphorus(III) bromide
PCl₃	chlorid fosforečný	phosphorus(III) chloride
PH₃	fosfan	phosphane
P₂H₄	difosfan	diphosphane
P₄O₁₀	oxid tetrafosforečný	tetraphosphorus(V) oxide
P(OR)₃	trialkylester kyseliny fosforité	trialkyl phosphite
Pb²⁺	kation olovnatý	lead(II) cation	Olovo je v oxidačním stavu +II stabilní a chová se bazicky (tzn. v prostředí kyselin tvoří příslušnou olovnatou sůl).
PbCl₂	chlorid olovnatý	lead(II) chloride	Olovo je v oxidačním stavu +II stabilní, Pb(IV) má silné oxidační účinky. Cín, nejpříbuznější prvek, se chová jinak: jako Sn(II) je redukčním činidlem, jako Sn(IV) činidlem oxidačním (nespokojenec).
PbO₂	oxid olovičitý	lead(IV) oxide	Stabilní oxidační stav olova je Pb(II). Všechny sloučeniny Pb(IV) jsou nestabilní a mají silné oxidační účinky, proč? Nestabilita oxidu olovičitého umožňuje startování auta, vyhledejte reakce probíhající v akumulátoru.
PbO	oxid olovnatý	lead(II) oxide
[Pb(OH)₄]^2-	anion tetrahydroxoolovnatanový	tetrahydroxoplumbate(II) anion	Olovo, přestože je ve 14. skupině postavením vzdálené nekovu uhlíku (které prvky stojí mezi nimi?), projevuje tvorbou takovéto sloučeniny náznaky nekovového chování: je centrálním atomem aniontu.
Pb(OH)₂	hydroxid olovnatý	lead(II) hydroxide
Pb₂PbO₄	oxid diolovnato-olovičitý	dilead(II) lead(IV) oxide	Minium, česky suřík, se chemicky chová jako směs PbO₂ (velmi silné oxidační činidlo, viz PbO₂) a PbO , který je vůči oxidačně-redukčním změnám stálý a na rozdíl od kyselého PbO₂ se chová bazicky (tzn. účinkem kyselin přechází na příslušnou olovnatou sůl).
Pt	platina	platinum
S	síra	sulfur
SO₂	oxid siřičitý	sulfur(IV) oxide
SO₃^2-	anion siřičitanový	sulfite anion
SO₄^2-	anion síranový	sulfate anion
S₂O₆(O₂)^2-	anion peroxodisíranový	peroxodisulfate anion	Peroxodisíranový anion je jedním z nejsilnějších oxidačních činidel, vyrábí se elektrochemicky. Oxidační částí molekuly jsou kyslíky peroxidového můstku mezi atomy síry, které se redukují na O(-II) a vzniká SO₄^2-.
SO₃S^2-	anion thiosíranový	thiosulfate anion	Každý z atomů síry v thiosíranu je v jiném formálním oxidačním stavu a také se podle toho chová, viz Reakcí aniontu thiosíranového v kyselém prostředí . Thiosírany se dříve nazývaly sirnatany - jaké je průměrné oxidační číslo síry v thiosíranu?
S₂O₆(S₂)^2-	anion tetrathionanový	μ-disulfido-bis(trioxosulfate) anion
SbS₄^3-	anion tetrathioantimoničnanový	tetrathioantimonate(V) anion	Probubláním sulfanu kyselým roztokem antimonitých nebo antimoničných solí lze získat sraženinu příslušných sulfidů Sb₂S₃ a Sb₂S₅ (jsou stálé v mírně kyselém prostředí). Tyto sulfidy reagují s mírně alkalickým roztokem polysulfidu amonného na roztoky SbS₃^3- nebo SbS₄^3-, které jsou stálé v alkalickém prostředí.
Sb₂S₅	sulfid antimoničný	antimonium(V) sulfide
Sb₂S₃	sulfid antimonitý	antimony(III) sulfide
SbS₃^3-	anion trithioantimonitanový	trithioantimonate(3-) anion
Se	selen	selenium
SeO₂	oxid seleničitý	selenium(IV) oxide
SeO₃^2-	anion seleničitanový	selenite anion
SeO₄^2-	anion selenanový	selenate anion
Si	křemík	silicon
SiCl₄	chlorid křemičitý	silicon(IV) chloride
SiF₄	fluorid křemičitý	silicon(IV) fluoride
SiF₆^2-	anion hexafluorokřemičitanový	hexafluorosilicate(IV) anion
SiO₂	oxid křemičitý	silicon(IV) oxide
SnCl₂	chlorid cínatý	tin(II) chloride
SnCl₄	chlorid cíničitý	tin(IV) chloride
SnS₂	sulfid cíničitý	tin(IV) sulfide
SnS	sulfid cínatý	tin(II) sulfide
V	vanad	vanadium
V₂O₅	oxid vanadičný	vanadium(V) oxide
Zn	zinek	zinc	Zinek je neušlechtilý kov (= redukční činidlo), který se rozpouští v jak v kyselinách za vzniku zinečnaté soli a vodíku, tak ve vodných roztocích hydroxidů (louzích) (Reakcí chloridu zlatitého, oxidu siřičitého a uhličitanu sodného). V klasické analýze se jeho redukčních schopností využívá při Marshově zkoušce na arsen (Reakcí aniontu arseničnanového a zinku v kyselém prostředí ).
Zn²⁺	kation zinečnatý	zinc(II) cation
Zn(NO₃)₂	dusičnan zinečnatý	zinc(II) nitrate
ZnO	oxid zinečnatý	zinc(II) oxide
[Zn(OH)₄]^2-	anion tetrahydroxozinečnatanový	tetrahydroxozincate(II) anion
ZnSO₃	siřičitan zinečnatý	zinc(II) sulfite
ZnSO₄	síran zinečnatý	zinc(II) sulfate