Διαφορές οργανικών και ανόργανων ενώσεων
Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια
Ακολουθεί πίνακας των κυριοτέρων διαφορών μεταξύ οργανικών ενώσεων και ανόργανων ενώσεων
| Οργανικές ενώσεις | Ανόργανες ενώσεις | 
| Περισσότερο ομοιοπολικές ενώσεις. | Περισσότερο ιοντικές ενώσεις. | 
| Ευπαθείς σε υψηλές θερμοκρασίες, ώς και στην επίδραση ισχυρών οξέων και βάσεων. | Ανθεκτικές σε υψηλές θερμοκρασίες,ώς και στην επίδραση ισχυρών οξέων και βάσεων. | 
| Χαμηλό σημείο ζέσης (ΣΖ) και τήξης (ΣΤ) με μεγάλες τάσεις ατμών | Υψηλό σημείο ζέσης (ΣΖ) και τήξης (ΣΤ)) με μικρές τάσεις ατμών. | 
| Διαλύονται σε οργανικούς διαλύτες | Διαλύονται σε ανόργανους διαλύτες | 
| Δίνουν αντιδράσεις μοριακές αργές, κατά κανόνα αμφίδρομες και συχνά πολύπλευρες με διαφορετικά προϊόντα | Δίνουν αντιδράσεις ιοντικές ταχείες, κατά κανόνα μονόδρομες και όχι πολύπλευρες με συγκεκριμένα προϊόντα. | 
| Εμφανίζουν συχνά φαινόμενα ισομέρειας | Εμφανίζουν σπάνια φαινόμενα ισομέρειας | 
| Εμφανίζουν συχνά φαινόμενα πολυμέρειας | Εμφανίζουν σπάνια φαινόμενα πολυμέρειας | 
| Έχουν πυκνότητα συνήθως παραπλήσια της μονάδας | Έχουν πυκνότητα συνήθως μεγαλύτερη της μονάδος | 
| Αριθμούν περί τα 12*106 (*) | Αριθμούν περί το 106 | 
(*) Το μεγάλο πλήθος των οργανικών ενώσεων οφείλεται κυρίως στη θέση που κατέχει ο άνθρακας (C) στο Περιοδικό σύστημα. Το χημικό στοιχείο αυτό έχει στην εξωτερική στοιβάδα του ατόμου του τέσσερα μονήρη ηλεκτρόνια που είναι και ο μεγαλύτερος δυνατός αριθμός. Κατά τη σύγχρονη ατομική θεωρία οι τέσσερις αυτές μονάδες συγγενείας είναι απόλυτα ισότιμες μεταξύ τους (δηλαδή με ίδια ενέργεια). Έτσι αυτή η "τετρασθένεια" δίνει στον άνθρακα τη δυνατότητα αφενός να σχηματίζει ισχυρούς δεσμούς τόσο με ηλεκτροθετικά όσο και με ηλεκτροαρνητικά στοιχεία, αφετέρου τ΄ άτομά του να ενώνονται με απλούς, διπλούς, ή τριπλούς δεσμούς σε όλους τους δυνατούς τρόπους και να σχηματίζουν (ανθρακικές) αλυσίδες, ευθύγραμμες ή διακλαδισμένες, ανοικτές ή κλειστές (δακτύλιους) ή και συνδυασμό αυτών (Δείτε επίσης:Οργανική Χημεία ).

