Μάθημα : ΧΗΜΕΙΑ Α ΛΥΚΕΙΟΥ (Α1-Α2-Α3)

Τί μπορεί να χρειαστούμε κατά τη διάρκεια της φετινής χρονιάς; 

Το βιβλίο της Χημείας σε ψηφιακή μορφή(pdf) εδώ,σε διαδραστική(html) μορφή εδώ

αλλά και το λυσάρι.

Ο εργαστηριακός οδηγός σε ψηφιακή μορφή(pdf) εδώ

Η ύλη που προβλέπεται για τις εξετάσεις του Ιουνίου 2026 εδώ

Όλα τα δεύτερα θέματα της Τράπεζας Θεμάτων μαζεμένα σε ένα αρχείο εδώ

Όλα τα τέταρτα θέματα της Τράπεζας Θεμάτων μαζεμένα σε ένα αρχείο εδώ

Οι λύσεις όλων των δεύτερων θεμάτων εδώ και των τετάρτων θεμάτων εδώ

Bασικά Στοιχεία θεωρίας:

Άτομο είναι το μικρότερο σωματίδιο ενός στοιχείου που μπορεί να πάρει μέρος στο σχηματισμό χημικών ενώσεων.

 Μόριο είναι το μικρότερο κομμάτι μιας καθορισμένης ουσίας (στοιχείου ή χημικής ένωσης) που μπορεί να υπάρξει ελεύθερο , διατηρώντας τι ιδιότητες της ύλης από την οποία προέρχεται.

 Ατομικότητα (μόνο για χημικά στοιχεία!!!) είναι ο αριθμός που δείχνει από πόσα άτομα αποτελείται το μόριο ενός στοιχείου.

Ο ατομικός αριθμός (Ζ) γράφεται κάτω αριστερά από το σύμβολο του στοιχείου και μας δείχνει πόσα πρωτόνια υπάρχουν στον πυρήνα του ατόμου.

Ο μαζικός αριθμός (Α) γράφεται πάνω αριστερά από το σύμβολο του στοιχείου και μας δείχνει πόσα πρωτόνια και πόσα νετρόνια ( συνολικά  νουκλεόνια ) υπάρχουν στον πυρήνα του ατόμου.

Συνεπώς αφαιρώντας από τον μαζικό αριθμό τον ατομικό , βρίσκουμε τον αριθμό των νετρονίων του πυρήνα.

Ισχύει:                                  Α = Ζ+ Ν

όπου Ν ο αριθμός των νετρονίων.

Σε ένα ουδέτερο άτομο ο αριθμός των θετικά φορτισμένων πρωτονίων του πυρήνα ταυτίζεται με τον αριθμό των αρνητικά φορτισμένων ηλεκτρονίων που περιστρέφονται γύρω από τον πυρήνα. Κάτω από ορισμένες συνθήκες όμως τα άτομα μπορούν να αποβάλλουν ή να προσλάβουν ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια , οπότε φορτίζονται θετικά ή αρνητικά αντίστοιχα . Τα φορτισμένα αυτά άτομα ( που μπορεί να είναι και συγκροτήματα ατόμων ) ονομάζονται ιόντα. Τα  θετικά φορτισμένα είναι τα κατιόντα και τα αρνητικά φορτισμένα είναι τα ανιόντα. Το φορτίο των ιόντων γράφεται πάνω δεξιά. 

Μαθαίνω παίζοντας:

Ας παίξουμε με τα χημικά στοιχεία και τα σύμβολά τους εδώ

Ας παρατηρήσουμε μοριακά μοντέλα ορισμένων χημικών ενώσεων και χημικών στοιχείων: μοντέλο 1, μοντέλο 2, μοντέλο 3, μοντέλο 4, μοντέλο 5

Ας παίξουμε με τον ατομικό και τον μαζικό αριθμό εδώ, εδώ αλλά και εδώ

Ας ασχοληθούμε με την ταξινόμηση της ύλης εδώ αλλά και τη δομή της ύλης εδώ

Ας εμπεδώσουμε τις καταστάσεις της ύλης με μια προσομοίωση εδώ

Ας λύσουμε ένα σταυρόλεξο που αφορά τα μίγματα

Βασικά Στοιχεία θεωρίας:

• Περιεκτικότητα επί τοις εκατό βάρος κατά βάρος %w/w είναι τα γραμμάρια της διαλυμένης ουσίας που περιέχονται σε 100g διαλύματος
• Περιεκτικότητα επί τοις εκατό βάρος κατ’ όγκο %w/v είναι τα γραμμάρια της διαλυμένης ουσίας που περιέχονται σε 100 mL διαλύματος.
• Περιεκτικότητα επί τοις εκατό όγκο κατ’ όγκο %v/v είναι ο αριθμός των mL ή cm³ της διαλυμένης ουσίας (υγρής ή αέριας) που περιέχονται σε 100 mL ή 100 cm³ διαλύματος (υγρού ή αερίου).

Π.χ. ο ατμοσφαιρικός αέρας περιέχει 20%v/v οξυγόνο. Αυτό σημαίνει ότι σε 100cm³ αέρα περιέχονται 20cm³ Ο₂

Π.χ. Κρασί 12°(αλκοολικοί βαθμοί) ή 12%v/v σημαίνει ότι σε 100mL κρασιού περιέχονται 12mL αιθανόλης.

Στις ασκήσεις Χημείας όταν δεν αναφέρεται ο διαλύτης, τότε θεωρούμε για διαλύτη το νερό.

Διαλυτότητα μιας ουσίας

 Η διαλυτότητα μιας ουσίας εκφράζεται συνήθως σε γραμμάρια της διαλυμένης ουσίας σε 100 γραμμάρια διαλύτη.

Όταν ο διαλύτης είναι το H₂O, έχει ρ=1g/ml, οπότε τα 100g H₂O έχουν όγκο 100ml.

Το διάλυμα που περιέχει τη μέγιστη δυνατή ποσότητα διαλυμένης ουσίας χαρακτηρίζεται ως κορεσμένο , ενώ αυτό στο οποίο μπορεί να διαλυθεί και άλλη ποσότητα διαλυμένης ουσίας χαρακτηρίζεται ως ακόρεστο.

To κορεσμένο διάλυμα μιας ουσίας έχει τη μέγιστη περιεκτικότητα. Όταν γνωρίζουμε τη διαλυτότητα της ουσίας, μπορούμε να υπολογίσουμε την περιεκτικότητα του κορεσμένου διαλύματος και αντίστροφα.

 Η διαλυτότητα μιας ουσίας εξαρτάται: 

1. Από την θερμοκρασία , και μάλιστα για στερεές ουσίες η διαλυτότητά τους αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας , ενώ για αέριες  η διαλυτότητα μειώνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας.

2. Από την πίεση ( μόνο για αέριες ουσίες ) και μάλιστα η διαλυτότητα των αερίων αυξάνεται με την αύξηση της πίεσης.

3. Από την φύση του διαλύτη.

Μαθαίνω παίζοντας:

Ας παίξουμε με τις τρεις μορφές περιεκτικότητας % w/w, w/v, v/v

αλλά και με τη διαλυτότητα εδώ

Ας συνοψίσουμε τα βασικότερα σημεία της θεωρίας του 1ου κεφαλαίου εδώ.

Αν δεν μας φτάνουν οι ασκήσεις του σχολικού βιβλίου, μπορούμε να κάνουμε και κάποιες παραπάνω εδώ.

Βασικά στοιχεία θεωρίας:

Η κατανομή των ηλεκτρονίων σε στιβάδες ακολουθεί τους εξής κανόνες:

1. Τα ηλεκτρόνια τείνουν να καταλαμβάνουν στιβάδες με τη μικρότερη ενέργεια. Δηλαδή οι στιβάδες συμπληρώνονται σύμφωνα με τη σειρά που αυξάνεται η ενέργεια τους (K<L<M<N<O<P<Q)
2. Ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων που μπορεί να πάρει καθεμία από τις τέσσερις πρώτες στιβάδες δίνεται από τον τύπο 2n² , όπου n=1,2,3,4 είναι ο κύριος κβαντικός αριθμός, δηλαδή ο αριθμός της στιβάδας. Έτσι έχουμε:

3. Η τελευταία στιβάδα (εξωτερική) κάθε ατόμου δεν μπορεί να έχει περισσότερα από 8 ηλεκτρόνια. Αν είναι εξωτερική στιβάδα η Κ, συμπληρώνεται με 2 ηλεκτρόνια.
4. Η προτελευταία στιβάδα δεν μπορεί να έχει περισσότερα από 18 ηλεκτρόνια αλλά ούτε και λιγότερα από 8. Αν είναι προτελευταία στιβάδα η Κ, συμπληρώνεται με 2 ηλεκτρόνια.

Μαθαίνω παίζοντας:

1. Ας παίξουμε με την κατανομή των ηλεκτρονίων σε στιβάδες εδώ.

2. Ας κατασκευάσουμε ένα άτομο εδώ και ένα μόριο εδώ.

Βασικά Στοιχεία θεωρίας:

• Ομάδα περιοδικού πίνακα είναι κάθε κάθετη στήλη του περιοδικού πίνακα η οποία περιλαμβάνει στοιχεία με παρόμοιες χημικές ιδιότητες, που έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων στην εξωτερική στιβάδα. Ο αριθμός της (κύριας) ομάδας δείχνει τον αριθμό των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας των στοιχείων που περιέχονται σ’ αυτήν.
• Περίοδος περιοδικού πίνακα είναι κάθε οριζόντια σειρά του περιοδικού πίνακα η οποία περιλαμβάνει στοιχεία με αύξοντα ατομικό αριθμό. Ο αριθμός της περιόδου δείχνει τον αριθμό των στιβάδων που είναι κατανεμημένα τα ηλεκτρόνια των ατόμων των στοιχείων τα οποία ανήκουν σ’ αυτήν.

Μαθαίνω παίζοντας:

Ας παίξουμε λιγάκι με τον Περιοδικό Πίνακα για να τον μάθουμε καλύτερα;

Παιχνίδι 1

Παιχνίδι 2

Παιχνίδι 3

Παιχνίδι 4

Και αφού παίξαμε, ώρα και για λίγο τραγούδι (πατήστε στο cc για υπότιτλους)!

Βασικά Στοιχεία θεωρίας:

Χημικός δεσμός είναι η ελκτική δύναμη που συγκρατεί μεταξύ τους τα άτομα, τα ιόντα ή τα μόρια όταν σχηματίζουν τις χημικές ενώσεις.

Η αιτία δημιουργίας χημικών δεσμών είναι η τάση όλων των σωμάτων στη φύση να μεταβούν σε σταθερότερες καταστάσεις, δηλαδή σε καταστάσεις μικρότερης ενέργειας.

Τα άτομα των στοιχείων όταν σχηματίζουν χημικές ενώσεις, τείνουν να αποκτήσουν σταθερή ηλεκτρονιακή δομή ευγενούς αερίου (κανόνας της οκτάδας). Δηλαδή τα άτομα τείνουν να αποκτήσουν στην εξωτερική τους στιβάδα οκτώ ηλεκτρόνια ( ή δυο ηλεκτρόνια στην περίπτωση που εξωτερική στιβάδα είναι η Κ ).

Υπάρχουν δυο βασικά είδη χημικών δεσμών, ο ιοντικός ή ετεροπολικός δεσμός και ο ομοιοπολικός δεσμός:

·         Ιοντικός (ετεροπολικός) δεσμός ονομάζεται ο δεσμός που σχηματίζεται με μεταφορά ηλεκτρονίων από άτομα ενός ηλεκτροθετικού στοιχείου (μετάλλου) σε άτομα ενός ηλεκτραρνητικού στοιχείου (αμετάλλου).

Για να σχηματιστεί ιοντικός δεσμός πρέπει να υπάρχουν:

α) άτομο που έχει τάση να αποβάλλει ηλεκτρόνια και να μετατραπεί σε θετικό ιόν(κατιόν) π.χ. τα ηλεκτροθετικά μέταλλα των ομάδων IA, IIA και IIIA του Π.Π., που έχουν την τάση να αποβάλλουν 1,2 και 3 ηλεκτρόνια αντίστοιχα.

β) άτομο που έχει τάση να προσλάβει ηλεκτρόνια και να μετατραπεί σε αρνητικό ιόν(ανιόν) π.χ. τα ηλεκτραρνητικά αμέταλλα των ομάδων VA, VIA και VIIA του Π.Π., που έχουν την τάση να προσλάβουν 3,2 και 1 ηλεκτρόνια αντίστοιχα.

Στις ιοντικές ενώσεις οι ελκτικές δυνάμεις ασκούνται προς όλες τις κατευθύνσεις και γι’ αυτό δεν υπάρχει η έννοια του μορίου.

Ο μοριακός τύπος μιας ιοντικής ένωσης δεν συμβολίζει το μόριο της ένωσης, αλλά δείχνει την απλούστερη ακέραια αναλογία των ιόντων στο κρυσταλλικό πλέγμα της ένωσης.

·         Ομοιοπολικός δεσμός ονομάζεται ο δεσμός που σχηματίζεται με αμοιβαία συνεισφορά ενός ή περισσοτέρων μονήρων ηλεκτρονίων, οπότε τα άτομα συνδέονται μεταξύ τους με ένα ή περισσότερα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων.

Για να σχηματιστεί ομοιοπολικός δεσμός πρέπει τα άτομα που συνδέονται:

α) να είναι αμέταλλα(ηλεκτραρνητικά στοιχεία).

β) να διαθέτουν στην εξωτερική τους στιβάδα ένα ή περισσότερα μονήρη ηλεκτρόνια.

Τέτοια στοιχεία είναι τα αμέταλλα που ανήκουν στις ομάδες IVA, VA, VIA, VIIA και το υδρογόνο(IA ομάδα).

Τα άτομα που ενώνονται με ομοιοπολικό δεσμό είναι δυνατόν να ανήκουν στο ίδιο στοιχείο ή σε διαφορετικά στοιχεία.

Όταν  τα άτομα που συνδέονται με ομοιοπολικό δεσμό ανήκουν στο ίδιο στοιχείο (π.χ. Cl₂), έχουν την ίδια ηλεκτραρνητικότητα, οπότε το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων του ομοιοπολικού δεσμού έλκεται εξίσου από τους πυρήνες των δυο ατόμων. Ο δεσμός αυτός ονομάζεται μη πολικός (μη πολωμένος) ομοιοπολικός δεσμός.

Όταν  τα άτομα που συνδέονται με ομοιοπολικό δεσμό ανήκουν σε διαφορετικά στοιχεία (π.χ. ΗCl), έχουν διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα, οπότε το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων του ομοιοπολικού δεσμού έλκεται περισσότερο από το ηλεκτραρνητικότερο άτομο. Ο δεσμός αυτός ονομάζεται  πολικός (ή πολωμένος) ομοιοπολικός δεσμός.

Μαθαίνω παίζοντας:

Ας ασχοληθούμε λιγάκι με τη διάλυση του αλατιού στο νερό εδώ αλλά και και με την αγωγιμότητα των διαλυμάτων εδώ αλλά και εδώ. Να μην ξεχάσουμε να δούμε και ορισμένα μοριακά μοντέλα χημικών ενώσεων!

Βασικά Στοιχεία θεωρίας:

Αριθμός Οξείδωσης

Συμβατικοί κανόνες για την εύρεση του Α.Ο.

•  Όλα τα στοιχεία σε ελεύθερη κατάσταση, έχουν Α.Ο. ίσο με μηδέν.
• Σε ένα μονοατομικό ιόν ο αριθμός οξείδωσης είναι ίσος με το φορτίο του ιόντος
• Όλα τα μέταλλα στις ενώσεις τους έχουν θετικό αριθμό οξείδωσης. Τα αλκάλια (IA ομάδα) Na, K,… έχουν Α.Ο. +1 και οι αλκαλικές γαίες(IIA ομάδα) Mg, Ca, Ba,… έχουν Α.Ο. +2.
• Το υδρογόνο έχει Α.Ο. +1. Εξαίρεση αποτελούν τα υδρίδια των μετάλλων στα οποία έχει Α.Ο. -1 (π.χ. ΝαΗ)
• Το οξυγόνο έχει Α.Ο. –2. Εξαίρεση αποτελεί η ένωση ΟF₂ στην οποία έχει Α.Ο. +2 και τα υπεροξείδια, στα οποία έχει Α.Ο. –1(π.χ. H₂O₂)
• Το φθόριο έχει Α.Ο. –1.
• Το αλγεβρικό άθροισμα των Α.Ο. όλων των ατόμων μιας ένωσης είναι ίσο με το μηδέν.
• Το αλγεβρικό άθροισμα των Α.Ο. όλων των ατόμων ενός πολυατομικού ιόντος είναι ίσο με το φορτίο του ιόντος.

Γραφή μοριακού τύπου ( Μ.Τ.) χημικής ένωσης

 Μια ανόργανη ένωση A_yB_x αποτελείται γενικά από δυο τμήματα:

• Το πρώτο τμήμα Α έχει θετικό Α.Ο. (+x) και μπορεί να είναι μέταλλο( Να, Ca, Fe,…), αμέταλλο με θετικό Α.Ο. (Η, C, S,…) ή πολυατομικό κατιόν (NH₄⁺)
• Το δεύτερο τμήμα Β έχει αρνητικό Α.Ο. (-y) και μπορεί να είναι αμέταλλο με αρνητικό Α.Ο. (Cl, O,…) ή πολυατομικό ανιόν( SO₄^2-,…)

Για να γράψουμε το Μ.Τ. μιας ανόργανης ένωσης, ακολουθούμε την εξής διαδικασία:

• Γράφουμε πρώτο το τμήμα με το θετικό Α.Ο. και δεύτερο το τμήμα με τον αρνητικό Α.Ο. Α^+x  B^-Y
• Ο αριθμός οξείδωσης x χωρίς πρόσημο του τμήματος Α μπαίνει ως δείκτης στο δεύτερο τμήμα Β και ο αριθμός οξείδωσης y του τμήματος Β μπαίνει ως δείκτης στο πρώτο τμήμα Α

             Α^+x  B^-Y                 A_yB_x

Π.χ.    Al³⁺   O^2-   Αl₂O₃

Aν κάποιος δείκτης (x ή y) είναι το 1, παραλείπεται.

Π.χ. Να⁺ O^2-    Να₂Ο

Αν το τμήμα Α ή Β είναι πολυατομικό ιόν και ο δείκτης του είναι διαφορετικός από τη μονάδα, τότε το ιόν γράφεται μέσα στην παρένθεση και έξω από αυτή μπαίνει ο δείκτης

Π.χ. Al³⁺   SO₄^2-   Al₂(SO₄)₃

Αν οι αριθμοί x και y έχουν κοινό διαιρέτη, απλοποιούμε διαιρώντας με το μέγιστο κοινό διαιρέτη τους.

Π.χ. Pb⁴⁺ O^2-    Pb₂O₄  PbO₂

Οι δείκτες x, y δεν απλοποιούνται στα υπεροξείδια (π.χ. H₂0₂, Na₂0₂,) και στις ενώσεις του Hg και Cu όπου αυτά εμφανίζονται με Α.Ο. +1 (π.χ. Hg₂Cl₂, Cu₂Cl₂).

Κανόνες ονοματολογίας

H ονομασία μιας ανόργανης ένωσης που αποτελείται από δυο τμήματα (A_yB_x) γίνεται ως εξής:

• Στην Ελλάδα προτάσσεται το όνομα του δεύτερου τμήματος (Β) και ακολουθεί το όνομα του πρώτου τμήματος (Α).
• Σύμφωνα με την IUPAC, προτάσσεται το όνομα του πρώτου τμήματος (Α) και ακολουθεί το όνομα του δεύτερου τμήματος (Β).

Π.χ.

Μαθαίνω παίζοντας:

Ας παίξουμε με τα φορτία ορισμένων συνηθισμένων ιόντων εδώ και με την ονοματολογία κάποιων χημικών ενώσεων εδώ.

Ας συνοψίσουμε τα βασικότερα σημεία της θεωρίας του 2ου κεφαλαίου εδώ.

Αν δεν μας φτάνουν οι ασκήσεις του σχολικού βιβλίου, μπορούμε να κάνουμε και κάποιες παραπάνω εδώ και μετά (όχι πριν!) να ελέγξουμε αν τις κάναμε σωστά.

Βασικά Σημεία Θεωρίας:

Οξείδια ονομάζονται οι δυαδικές ενώσεις των στοιχείων με το οξυγόνο. Ο  γενικός τύπος των οξειδίων είναι Σ₂Ο_x,

όπου Σ στοιχείο (μέταλλο ή αμέταλλο) με αριθμό οξείδωσης x.

Ονομάζονται με τη λέξη οξείδιο και το όνομα του στοιχείου Σ.

Αν το στοιχείο Σ είναι αμέταλλο με πολλούς αριθμούς οξείδωσης, τότε μπροστά από το όνομα του αμέταλλου βάζουμε το πρόθεμα (δι-, τρι-, τετρ-, πεντ- κλπ) που δείχνει τον αριθμό των ατόμων οξυγόνου που περιέχονται στο μόριο του οξειδίου.

Π.χ. Να₂Ο  Οξείδιο του νατρίου

        ΝΟ     Μονοξείδιο του αζώτου

        ΝΟ₂   Διοξείδιο του αζώτου

Τα οξείδια διακρίνονται, με βάση τη χημική τους συμπεριφορά, σε τρεις κατηγορίες:

• Όξινα οξείδια ή ανυδρίτες οξέων (κυρίως τα οξείδια των αμετάλλων) που προκύπτουν από τα οξέα με πλήρη αφυδάτωση.

 π.χ.  Η₂SO₄  - H₂O          SO₃            

• Βασικά οξείδια ή ανυδρίτες βάσεων (τα οξείδια των μετάλλων) που προκύπτουν από τις βάσεις με πλήρη αφυδάτωση.

π.χ.  2NaOH - H₂O          Na₂O                       

• Επαμφοτερίζοντα οξείδια που συμπεριφέρονται άλλοτε σαν όξινα και άλλοτε σαν βασικά οξείδια π.χ. ΖnΟ, Al₂O₃, SnΟ, κλπ.

Βασικά Σημεία Θεωρίας:

Οι χημικές αντιδράσεις ταξινομούνται σε δυο μεγάλες κατηγορίες:

1. Οξειδοαναγωγικές Αντιδράσεις στις οποίες μεταβάλλεται ο αριθμός οξείδωσης ορισμένων από τα στοιχεία που μετέχουν.

Οι κυριότερες οξειδοαναγωγικές αντιδράσεις είναι:

• Αντιδράσεις σύνθεσης

Π.χ. Ν₂ + 3Η₂        2ΝΗ₃

          C + O₂         CO₂

• Αντιδράσεις αποσύνθεσης ή διάσπασης

Π.χ.  2HgO         2Hg + O₂

        CaCO₃         CaO + CO₂

• Αντιδράσεις απλής αντικατάστασης

Π.χ.  Ζn + CuSO₄        ZnSO₄ + Cu    (μέταλλο + άλας          άλας + μέταλλο)

         2Al + 6HCl        2AlCl₃ + 3H₂      (μέταλλο + οξύ        άλας + H₂)

         2Na + 2H₂O        2NaOH + H₂   (μέταλλο + νερό        βάση + H₂)

         Cl₂ + 2NaBr        2NaCl + Br₂  (aμέταλλο + άλας          άλας + aμέταλλο)

2. Μεταθετικές Αντιδράσεις στις οποίες δεν μεταβάλλεται ο αριθμός οξείδωσης σε κανένα από τα στοιχεία που μετέχουν.

Οι κυριότερες μεταθετικές αντιδράσεις είναι:

• οι αντιδράσεις διπλής αντικατάστασης (ΑΒ + ΓΔ          ΑΔ + ΓΒ) 

Π.χ. ΑgNO₃ + NaCl         NaNO₃ + AgCl

Για να πραγματοποιείται μια αντίδραση διπλής αντικατάστασης, πρέπει κάποιο από τα προϊόντα

α) να καταβυθίζεται ως ίζημα

β) να απομακρύνεται ως αέριο

γ) να είναι σώμα που ιοντίζεται ελάχιστα (π.χ. H₂O) 

• οι αντιδράσεις εξουδετέρωσης  (οξύ + βάση        άλας + νερό)

π.χ.     HCl + NaOH       NaCl + H₂O 

Εκτός της γενικής μορφής, αντιδράσεις εξουδετέρωσης θεωρούνται και οι εξής:

α) βάση + όξινο οξείδιο             άλας + νερό

β) οξύ + βασικό οξείδιο           άλας + νερό

γ) βασικό οξείδιο + όξινο οξείδιο         άλας

Για καλύτερη μελέτη, μπορείτε να παρακολουθήσετε τα παρακάτω διευκρινιστικά βίντεο που αφορούν 4 ασκήσεις του σχολικού βιβλίου:

Άσκηση 56

Άσκηση 57

Άσκηση 58

Άσκηση 59

 Η θεωρία της παραγράφου εδώ

Κάποιες αντιδράσεις από όλες τις κατηγορίες για εξάσκηση εδώ. Οι αντιδράσεις συμπληρωμένες για έλεγχο εδώ.