29.Степень окисления.

Степень окисления - это условный заряд атомов, рассчитанный из предположения, что все химические связи в молекуле - ионные, а электронная плотность каждой связи полностью смещена к более электроотрицательному элементу.

Её значение заключается в использовании для нахождения стехиометрических коэффициентов реакций, для классификации веществ, в том числе комплексных. Также она применяется для составления химической номенклатуры и описания свойств веществ.Степень окисления указывается в виде арабских цифр со знаком плюс или минус над соответствующим элементом в молекулярной формуле соединения. Максимальная положительная степень окисления элемента обычно совпадает с номером его группы в периодической системе. Максимальная отрицательная степень окисления элемента равна максимальной положительной степени окисления - минус восемь.

типич–ными окислителями являются простые вещества, атомы которых имеют большую Относительную электроотрицательность(ОЭО) > 3,0. Из них наиболее сильные окислители фтор (ОЭО = 4,0), кислород (ОЭО = 3,0), хлор (ОЭО = 3,5). и другие вещества, кото–рые содержат атомы с высшей или высокой СО. К типичным восстановителям относятся простые ве–щества, атомы которых имеют малую ОЭО < 1,5. К важ–ным восстановителям относятся H₂S, NH₃, HI, KI, SnCl₂ , FeSO₄ , C, H₂ , CO, H₂SO₃ , Cr₂(SO₄)₃ , CuCl, Na₂S₂O₃ и дру–гие вещества, которые содержат атомы с низкими СО.

30.

Р-ции окисления-восстановления происходят с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих в-в. При окислении в-в степень окисления элементов возрастает, при восстановлении - понижается. Повышение степени окисления в ходе реакции, отвечающей потере (отдаче) электронов атомами элемента, называют окислением. Понижение степени окисления элемента в ходе реакции, отвечающее присоединению ("взятию") электронов атомами этого элемента, называется восстановлением. Вещество, частицы которого содержат окисляющиеся атомы, выполняет в реакции функцию восстановителя. Вещество, частицы которого содержат восстанавливающиеся атомы, выполняет в реакции функции окислителя. Для cocтaвлeния урaвнeний oкиcлитeльнo-вoccтaнoвитeльныx рeaкций нaибoлee чaстo испoльзуют метод электронного баланса.Метод электронного баланса oбычнo испoльзуют для cocтaвлeния уравнений прocтых окислительно-восстановительных реакций. В егo ocнoвe лeжит пoлoжeниe о тoм, чтo oбщee числo элeктрoнoв, oтдaнныx вocтанoвитeлeм дoлжнo рaвнятьcя oбщему числу элeктрoнoв, принятыx  oкислитeлeм. Пoдсчeт числa пeрeшeдших элeктрoнoв лeжит в oснoвe cocтавления уравнений ОВР.

Для нахождения молярной массы эквивалентов Мэкв в реакциях окисления—восстановления необходимо молярную массу М окислителя или восстановителя разделить на число электронов, присоединяемых или отдаваемых в данной реакции одной молекулой реагирующих веществ:

Мэкв = М/п, где п—число электронов, присоединяемых или отдаваемых одной молекулой окислителя или восстановителя.

31.

Прогноз направленности протекания окислительно-восстановительных реакций подчиняется единому правилу: реакция протекает преимущественно в том направлении, которое отвечает взаимодействию более сильного окислителя с более сильным восстановителем.

Направление реакции можно установить по потенциалам сопряженных окислительно-восстановительных пар. Для этого удобно пользоваться значением константы равновесия, которую для окислительно-восстановительной реакции при 25^oC можно вычислить по уравнению lg К = n (Е₁^о - Е₂^о) / 0,059 ,

где Е₁^о и Е₂^о - стандартные потенциалы, относящиеся к полуреакциям восстановления и окисления соответственно;n – общее число электронов, принимающих участие в окислительно-восстановительной реакции двух сопряженных систем.

Из приведенного уравнения видно, что чем больше разность потенциалов полуреакций, тем больше константа равновесия и, следовательно, тем полнее будет протекать реакция слева направо при прочих равных условиях. Однако большое численное значение константы равновесия еще не гарантирует высокой скорости реакции. Константа равновесия дает возможность рассчитать концентрации веществ при наступлении равновесия, но не позволяет предвидеть, как скоро оно наступит.

32.

ЭЛЕКТРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ, разность электростатич. потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом. Электрод, относительно которого производится измерение потенциала, называется электродом сравнения. Во всех случаях потенциал электрода сравнения принимается равным нулю. Точно измерить электродный потенциал достаточно трудно, так как необходимо, чтобы в процессе измерения не нарушалось равновесие на электродах. По этой причине невозможно получить точное значение Е с помощью обычного вольтметра: если мы замкнем цепь, используя вместо проводника вольтметр, то в ней начнет протекать довольно большой ток, который нарушит равновесие на электродах. Для измерения можно использовать специальные вольтметры с высоким входным сопротивлением (более 1012 Ом). При включении в цепь такого прибора протекающий ток слишком мал для оказания существенного влияния на электродное равновесие.

Стандартный электродный потенциал – это потенциал данного электродного процесса при концентрациях всех участвующих в нем веществ, равных единице и его обозначают символом Е°.

34.

Устройства, которые применяют для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую энергию, называются гальваническими элементами. Их называют также химическими источниками электрической энергии (сокращенно ХИЭЭ) или химическими источниками тока. Действие любого гальванического элемента основано на протекании в нем окислительно-восстановительной реакции. В простейшем случае гальванический элемент состоит из двух пластин или стержней, изготовленн-ых из различных металлов и погруженных в раствор электролита. Такая система делает возможным пространственное разделение окислительно-восстановительной реакции: окисление протекает на одном металле, а восстановление— на другом. Таким образом, электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней цепи. Напряжение гальванического элемента - это предельное значение разности электродных потенциалов (напряжений) элемента , при токе через элемент, стремящийся к нулю.

Оно равно разности равновесных потенциалов катода и анода элемента.

По уравнению, связывающему химическую и электрическую энергии при известных значениях энергии Гиббса реакции DG, рассчитывают величину :

,

где n - число электронов, участвующих в процессе;

F - постоянная Фарадея, равная 96500 Кл/моль;

- напряжение гальванического элемента.

.

40.

1. Масса образующегося при электролизе вещества пропорциональна количеству прошедшего через раствор электричества.

Этот закон вытекает из сущности электролиза. Как уже говорилось, в месте соприкосновения металла с раствором происходит электрохимический процесс—взаимодействие ионов или молекул электролита с электронами металла, так что электролитическое образование вещества является результатом этого процесса. Ясно, что количество вещества, получающегося у электрода, всегда будет пропорционально числу прошедших по цепи электронов, т. е. количеству электричества.

2. При электролизе различных химических соединений равные количества электричества приводят к электрохимическому превращению эквивалентных количеств веществ. Второй закон электролиза дает прямой метод определения эквивалентов различных элементов. На этом же законе основаны расчеты, связанные с электрохимическими производствами.

Законы электролиза относятся к электролизу растворов, расплавов и твердых электролитов с чисто ионной проводимостью. Выход по току – это выраженное в процентах отношение количествафактически затраченного электричества (Qфакт) к теоретически необходимому(Qтеор):

B_т = (Q_факт/ Q_теор)·100%

Иногда в задачах используется выход по току, рассчитанный как степень отклонения массы фактически прореагировавшего на электроде вещества (mфакт) к теоретически рассчитанной по закону Фарадея (mтеор):

B_т = (m_факт/ m_теор)·100%.

38.

Электролиз - это окислительно-восстановительный процесс, который происходит на электродах во время прохождения электрического тока через расплав или раствор. Различают электролиз растворов и электролиз расплавов. Оба эти процесса существенно отливчаются друг от друга. Отличие - в наличии растворителя. При электрролизе растворов кроме ионов самого вещества в процессе учавствуют ионы растворителя. При электролизе расплавов - только ионы самого вещества.Для того, чтобы получить нужный продукт (газ, металл или неметалл), нужно правильно выбрать электрод и раствор электролита. Электрод, заряженный положительно - анод. Электрод, заряженный отрицательно - катод. При электролизе происходт окисление анода (он растворяется) и восстановление катода. Именно поэтому анод следует брать таким, чтобы его растворение не повлияло на химический процесс, протекающий в растворе или расплаве. потенциалы электродов, через которые проходит при их работе (замыкании) электрический ток, отличаются от потенциалов, не нагруженных током: потенциал анода при прохождений через него тока становится положительнее, а потенциал катода — отрицательнее- это изменение (сближение) потенциалов, а следовательно, и их разности, приводящее к уменьшению силы тока, называют поляризацией. Величина поляризации, необходимая для протекания электродного процесса с определенной скоростью, называется перенапряжением электродного процесса. Наименьшая разность потенциалов, необходимая для проведения данного процесса электролиза, называется потенциалом разложения

37.

Глубинный показатель коррозии определяет, на какую глубину распространилась коррозия за определенный отрезок времени. Например, мм/год. Обозначается глубинный показатель коррозии – К_П. Глубинный показатель коррозии можно также определить толщиной пленки продуктов коррозии (мм/год). Объемный показатель коррозии записывается, как К_V и определяется количеством газа (ΔV), который выделился или поглотился при нормальных условиях в процессе коррозионного разрушения, отнесенным к единице поверхности металла и к единице времени. K_V = ΔV/S•τ Выражается, например, в см³/(см²•ч).

Весовой Km^± показывает, насколько изменилась в результате коррозионного процесса масса исследуемого образца, отнесенная к единице времени и площади поверхности металла:

Km^± = m/(S×Т). Массовый показатель коррозии может иметь положительное значение (если за время испытания масса образца увеличилась) или отрицательное (если масса уменьшилась после удаления продуктов коррозии). Существует формула, по которой можно сделать пересчет положительного массового показателя в отрицательный, но только при условии. Для этого необходимо знать состав продуктов коррозии.

K_m^- =  K_m⁺ ×(n_ok×A_Мe)/(n_Me×A_ok).

A_Мe – атомная масса металла, A_ok – атомная масса окислителя, K_m^- и K_m⁺ -отрицательный и положительный показатели коррозии, n_ok – валентность окислителя, n_Me - валентность металла.

Методы защиты металлов от корроз.

Легирование металла – ввод в металл в процессе его изготовления легирующих элементов (Cr, Ni и т.д.)

Изоляция металла от окружающей среды путём создания покрытий.

Покрытия:Органические плёнки (лаки, краски, эмали и т.д.);Нанесение слоя другого металла;Нитридные покрытия NH₃,N₂;Оксидные покрытия; Фосфатные H₃PO₄->FePO₄ на поверхности.

Электрохимическая защита:

Катодная – защищаемая конструкция присоединяется к катоду источника внешнего тока, а в качестве анода используется кусок старого металла.

Анодная (протекторная) – в качестве анода используется более активный металл (протектор), его соединяют проводником с защищаемой конструкцией. Протектор разрушается.

Воздействие на агрессивную среду веществами (ингибиторы), которые пассивируют поверхность металла и препятствуют процессам коррозии.

Ингибиторы:Катодные. Органические (уротропин,тиолючевина). Анодные. Неорганические (дихроматы калия, нитриты натрия K₂Cr₂O₄,NaNO₂).

Рациональное конструирование – подбор металлов, исключающих возникновение коррозийных гальванических элементов.

41.

Растворение алюминия в кислоте: Погрузим алюминиевую пластинку в раствор кислоты – выделяется газ Н₂; 
в кислоте пассивная пленка оксида алюминия растворяется и катионы Н⁺ получают доступ к алюминию и растворяют его.

Al₂O₃ + 6H⁺ ↔ 2Al³⁺ + 3H₂O

2Al + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂

Взаимодействие алюминия с водой: Погрузим алюминиевую пластинку в воду – газ Н₂ не выделяется, так как в воде защитная оксидная пленка на поверхности алюминия не растворяется.

Растворение алюминия в щелочи

Погрузим алюминиевую пластинку в раствор щелочи – начинается интенсивное выделение Н₂; амфотерный оксид алюминия растворяется не только в кислоте, но и в щелочи. Вода получает возможность взаимодействовать с сильным восстановителем – Al.

Al₂O₃ + 2OH^- + 3H₂O = 2[Al(OH)₄] ^-

2Al + 2OH^- + 6H₂O = 2[Al(OH)₄]^- + 3H₂

7.Р-ры.Молярная концентрация эквивалентов раст-ного в-ва

Раствором называется твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов (составных частей), относительные количества которых могут изменяться в широких пределах. Всякий раствор состоит из растворенных веществ и растворителя, т. е. среды, в которой эти вещества равномерно распределены в виде молекул или ионов. Обычно растворителем считают тот компонент, который в чистом виде существует в таком же агрегатном состоянии, что и полученный раствор. Если же оба компонента до растворения находились в одинаковом агрегатном состоянии (например, спирт и вода), то растворителем считается компонент, находящийся в большем количестве.

Молярная концентрация эквивалентов вещества - определяется числом эквивалентов растворенного вещества в единице объема раствора, моль∙литр^–1

Сэ(В)=nэ(В)/Vр-ра=m(В)/μ_Э(В)*Vр-ра

где n_Э (B) – количество вещества эквивалентов, μ_Э – молярная масса эквивалента. Моляльная концентрация, или моляльность —отношение количества растворенного вещества к массе растворителя и обозначается буквой m.

m = n/ M (раствора), где n - количество вещества, моль, М (раствора) - масса раствора, кг.

8.

Массовая доля растворенного вещества W (B) выражается в долях единицы или в процентах:W(B)=m(B)/m(A)+m(B)*100%

где m (B) и m (A) – масса растворенного вещества B и масса растворителя A.

Титр раствора вещества определяется массой растворенного вещества в г, содержащегося в 1 мл раствора: T=m_1/V

где:m₁ — масса растворённого в-ва, г;

V — общий объём раствора, мл;

Молярная доля — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы. Чтобы определить мольную долю того или иного вещества, вам понадобится сначала вычислить количество молей и этого вещества и всех других веществ, содержащихся в смеси (растворе), потом подставить эти величины в следующую формулу:

Х = n1/Σn , где Х – мольная доля интересующего нас вещества, n1 – количество его молей, а Σn – сумма количества молей всех имеющихся веществ.

6.

эквивалентом элемента называют такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Например, в соединениях НС1, H₂S, NH₃, СН4 эквивалент хлора, серы, азота, углерода равен соответственно 1 моль, 1/2 моль, 1/3 моль, 1/4 моль.Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой. Так, в приведенных выше примерах эквивалентные массы хлора, серы, азота, углерода соответственно равны 34,45 г/моль, 32/2=16 г/моль, 14/3 = 4,67 г/моль, 12/4 = = 3 г/моль. Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества *.Закон эквивалентов:

I Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам или Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам). Молярная масса эквивалента вещества m_экв

m_экв(оксида) = М_оксида/(число атомов кислорода·2);

m_экв(основания) = М_{основания}/кислотность основания;

m_экв(кислоты) = М_{кислоты}/основность кислоты;

m_экв(соли) = М_соли/(число атомов металла·валентность металла).

5

Солями называются сложные вещества, молекулы которых, состоят из атомов металлов и кислотных остатков (иногда могут содержать водород). виды солей:

1. Средние соли – все атомы водорода в кислоте замещены металлом: Na₂CO₃, KNO₃ и т.д. 2. Кислые соли – не все атомы водорода в кислоте замещены металлом. Разумеется, кислые соли могут образовывать только двух- или многоосновные кислоты. Одноосновные кислоты кислых солей давать не могут: NaHCO₃, NaH₂PO₄ ит. д.

3. Двойные соли – атомы водорода двух- или многоосновной кислоты замещены не одним металлом, а двумя различными: NaKCO₃, KAl(SO₄)₂ и т.д.

4. Соли основные можно рассматривать как продукты неполного, или частичного, замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками: Аl(OH)SO₄ , Zn(OH)Cl и т.д. Химические свойства солей определяются свойствами катионов и анионов, которые входят в их состав.1. Некоторые соли разлагаются при прокаливании:CaCO₃ = CaO + CO₂↑

2. Взаимодействуют с кислотами с образованием новой соли и новой кислоты. Для осуществление этой реакции необходимо, чтобы кислота была более сильная чем соль, на которую воздействует кислота:

2NaCl + H₂ SO₄ → Na₂SO₄  +  2HCl↑.

3. Взаимодействуют с основаниями, образуя новую соль и новое основание:

Ba(OH)₂ + Mg SO₄  → BaSO₄↓ + Mg(OH)₂.

4. Взаимодействуют друг с другом с образованием новых солей:

NaCl + AgNO₃  → AgCl + NaNO₃ .

5. Взаимодействуют с металлами, которые стоят в раду активности до металла, который входит в состав соли:

Fe + CuSO₄ →  FeSO₄ + Cu↓.По международной номенклатуре название соли каждой кислоты происходит от латинского названия элемента. Например, соли серной кислоты называются сульфатами: СаSO₄ – сульфат кальция, Mg SO₄ – сульфат магния и т.д.; соли соляной кислоты называются хлоридами: NaCl – хлорид натрия, ZnCI₂ – хлорид цинка и т.д.

В название солей двухосновных кислот добавляют частицу «би» или «гидро»: Mg(HCl₃)₂ – бикарбонат или гидрокарбонат магния.При условии, что в трехосновной кислоте замещён на металл только один атом водорода, то добавляют приставку «дигидро»: NaH₂PO₄ – дигидрофосфат натрия.Соли – это твёрдые вещества, обладающие самой различной растворимостью в воде.

42.

Способы получения металлов

Существуют следующие способы получения металлов из руд.

1. Пирометаллургические:

а) карботермический;

б) металлотермический.

2. Электрометаллургические.

3. Гидрометаллургические.

1. Пирометаллургический способ заключается в применении высоких температур в процессе восстановления металла. Карботермический способ - восстановление оксидов металлов углеродом или оксидом углерода СО при высоких температурах:

Cu2

+ C

2Cu + CO↑.

Металлотермический - в качестве восстановителей применяют более активные металлы при высоких температурах (Al, Mg, Ca и др.). Этим методом получают титан, уран, ванадий:

TiCl₄ + 2Mg Ti + 2MgCl₂.

Электрометаллургия - технология, основанная на применении электрической энергии для восстановления металлов. Гидрометаллургия - технология, осуществляющая получение металлов из руд с помощью водных растворов специальных реагентов (кислот, щелочей, солей), которые переводят металлы из нерастворимого в руде состояния в водорастворимое. Далее металл из водных растворов выделяют либо восстановлением его более активным металлом, либо электролизом (если металл неактивный), либо экстракцией органическими соединениями.

35

Аккумулятором называется прибор, обладающий способностью  накапливать и сохранять в течение некоторого времени электрическую энергию в результате химических процессов.

В аккумуляторе, как и в гальваническом элементе, электрический ток является следствием химических процессов. Но в отличие от ак­кумулятора в гальваническом элементе получающиеся химические соединения не могут быть вторично разложены и приведены в пер­воначальное состояние током постороннего источника. Поэтому гальванические элементы называются первичными, а аккумулято­ры — вторичными или обратимыми. Повторные заряд и разряд не 1 только не вредят аккумулятору, но даже улучшают его свойства, так  как в работе участвуют все более глубокие слои пластин электродов.

В зависимости от состава электролита аккумуляторы могут быть кислотными и щелочными. Простейший кислотный аккумулятор состоит  из  двух  свинцовых   пластин   (электродов), погруженных в электролит, которым служит вода с небольшим добавлением серной  кислоты. Кислотный аккумулятор - такой аккумулятор, электролитом в котором служит водный раствор серной кислоты.

Щелочной аккумулятор - аккумулятор, электролитом в котором служит водный раствор щелочи. Аккумулятор обладает свойством после "разряда" восстанавливать свою способность отдавать ток во внешнюю цепь. Для этого через аккумулятор надо пропустить постоянный ток в обратном направлении, т. е. произвести его "заряд".

44.

Жёсткость воды - свойство воды (не мылиться, давать накипь в паровых котлах), связанное с содержанием растворимых в ней соединений кальция и магния, это параметр, показывающий содержание катионов кальция, магния в воде. Временная жесткость связана с присутствием в воде наряду с катионами Ca²⁺, Mg²⁺ и Fe²⁺ гидрокарбонатных, или бикарбонатных анионов (HCO₃^-).

Постоянная жесткость (или некарбонатная) возникает, если в растворе присутствуют сульфатные, хлоридные, нитратные и другие анионы, соли кальция и магния которых хорошо растворимы и так просто не удаляются. Общая жесткость определяется как суммарное содержание всех солей кальция и магния в растворе. Чтобы избавиться от временной жесткости необходимо просто вскипятить воду. При кипячении воды, гидрокарбонатные анионы вступают в реакцию с катионами и образуют с ними очень мало растворимые карбонатные соли, которые выпадают в осадок.

   Ca² + 2HCO₃^- = CaCO₃↓ + H₂O + CO₂↑ 

С постоянной жесткостью бороться труднее. Один из вариантов: вымораживание льда. Необходимо просто постепенно замораживать воду. Когда останется примерно 10 % жидкости от первоначального количества, необходимо слить не замершую воду, а лед превратить обратно в воду. Все соли, которые образую жесткость, остаются в не замершей воде. Еде один способ – перегонка, то есть, испарение воды с последующие ее конденсацией. Так как соли относятся к нелетучим соединениям, они остаются, а вода испаряется. Но такие методы, как замораживание и перегонка пригодны только для смягчения небольшого количества воды. Наиболее широко используется катионообменный способ, основанный на применении специальных реагентов – катионитов, которые загружаются в фильтры и при пропускании через них воды, заменяют катионы кальция и магния на катион натрия. С последствием жесткости воды - накипью, с точки зрения химии можно бороться очень просто. Нужно на соль слабой кислоты воздействовать кислотой более сильной. Последняя и занимает место угольной, которая, будучи неустойчивой, разлагается на воду и углекислый газ. В состав накипи могут входить и силикаты, и сульфаты, и фосфаты. Но если разрушить карбонатный “скелет”, то и эти соединения не удержатся на поверхности.

43.

Комплексным называют соединение, образующее в твердом состоянии кристаллическую решетку, узлы которой содержат комплексные ионы, способные существовать в растворе и расплаве. Строение комплексных соединений.Согласно теории Вернера центральное положение в комплексных соединениях занимает, как правило, ион металла, который называют центральным ионом, или комплексообразователем.

Комплексообразователь – частица (атом, ион или молекула), координирующая (располагающая) вокруг себя другие ионы или молекулы.

Комплексообразователь обычно имеет положительный заряд, является d-элементом, проявляет амфотерные свойства, имеет координационное число 4 или 6. Вокруг комплексообразователя располагаются (координируются) молекулы или кислотные остатки – лиганды (адденды).

Лиганды – частицы (молекулы и ионы), координируемые комплексообразователем и имеющие с ним непосредственно химические связи (например, ионы: Cl^–, I^–, NO₃^–, OH^–; нейтральные молекулы: NH₃, H₂O, CO).

Координационное число – это число химических связей, которые комплексообразователь образует с лигандами.. Комплексообразователь и окружающие его лиганды составляют внутреннюю сферу комплекса. Частица, состоящая из комплексообразователя и окружающих лигандов, называется комплексным ионом. При изображении комплексных соединений внутреннюю сферу (комплексный ион) ограничивают квадратными скобками. Остальные составляющие комплексного соединения расположены во внешней сфере. Наибольшее распространение имеет номенклатура, рекомендованная IUPAC. Название комплексного аниона начинается с обозначения состава внутренней сферы: число лигандов обозначается греческими числительными: 2–ди, 3–три, 4–тетра, 5–пента, 6–гекса и т.д., далее следуют названия лигандов, к которым прибавляют соединительную гласную «о»: Cl^– – хлоро-, CN^– – циано-, OH^– – гидроксо- и т.п. Если у комплексообразователя переменная степень окисления, то в скобках римскими цифрами указывают его степень окисления, а его название с суффиксом -ат: Zn – цинкат, Fe – феррат(III), Au – аурат(III). Последним называют катион внешней сферы в родительном падеже. Названия соединений, содержащих комплексный катион, строятся из названий анионов внешней среды, после которых указывается число лигандов, дается латинское название лиганда (молекула аммиака NH₃ – аммин, молекула воды H₂O – аква от латинского названия воды) и русское название элемента-комплексообразователя; римской цифрой в скобках указывается степень окисления элемента-комплексообразователя, если она переменная. Первичная диссоциация комплексного соединения  - это его распад на комплексный ион, образованный внутренней сферой и ионы внешней сферы. В водных растворах первичная диссоциация комплексных соединений обусловлена разрывом ионной связи между внутренней и внешней сферами. Вторичная диссоциация комплексного соединения – это распад внутренней сферы комплекса на составляющие ее компоненты. Так как при этом разрушаются не ионные, а ковалентн связи комплексообразователя с лигандами, этот процесс затруднен и обратим.