Назви аніонів і лігандів

формула	аніон	ліганд	формула	аніон	ліганд
F –	флуорид	флуоро-	H–	гідрид	гідридо-
Cl–	хлорид	хлоро-	OH–	гідроксид	гідроксо-
Br–	бромід	бромо-	O22–	пероксид	пероксо-
I–	іодид	іодо-	S2–	сульфід	тіо-
O2–	оксид	оксо-	CN–	ціанід	ціано-

Приклади назв координаційних сполук, що містять аніонні ліганди:  Na₃[Fe(CN)₆] – натрій гексаціаноферат (III);  H[AuCl₃OH] – гідроген гідроксотрихлороаурат (III). Назви координованих молекул (нейтральні ліганди) використовуються без змін. Лише координовані вода, амоніак, нітроген (II) оксид та карбон (II) оксид мають свої специфічні традиційні назви: аква, амін, нітрозил, карбоніл, які входять до назви комплексу без дужок: [Co(NH₃)₆]Cl₃ – гексаамінкобальт (III) хлорид, [CrOH(H₂O)₂(NH₃)₃]I₂ – діакватриамінгідроксохром (ІІІ) йодид.

Розділ 1.2. Основні закони хімії

Закон збереження маси (М.В.Ломоносов 1748-1856 р., А.Лавуазье 1789 р.): в результаті хімічних перетворень сума мас речовин до реакції і сума мас речовин після реакції однакова.

Закон збереження енергії (М.В. Ломоносов): будь-яка енергія не зникає і не виникає, а тільки одні її види переходять в інші.

Закон сталості складу (Ж. Пруст, 1808 р.): кожна речовина має постійний якісний і кількісний склад незалежно від способів її одержання. Речовини, що отримані різними способами, але які мають той самий якісний і кількісний склад, повинні мати однакові хімічні властивості.

Закон кратних відношень (Д. Дальтон, 1803 р.): якщо два елементи утворюють один з одним кілька хімічних сполук, то маси одного елемента, що приходяться на ту саму масу іншого елемента, відносяться між собою як невеликі цілі числа. Застосовують до сполук, що утворюються з двох елементів. Наприклад, Карбон і Оксиген утворюють два оксиди: СО і СО₂. У цих оксидах маси Оксигену, що приходяться на одну і ту ж масу Карбону, відносяться як 1:2.

Закон об’ємних відношень (Ж. Гей-Люссак, 1805-1808 р.): об’єми взаємодіючих газоподібних речовин відносяться між собою і до об’ємів продуктів реакції, як невеликі цілі числа.

Наприклад, 2NO + O₂ = 2NO₂; = 2 : 1 : 2.

Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811 р.): у рівних об’ємах різних газів за однакових умовах міститься однакове число часток (молекул, атомів, йонів). Наслідки:

1. Моль будь-якого газу при нормальних умовах займає об’єм 22,4 л.

2. Моль будь-якого газу при нормальних умовах містить 6,02 · 10²³ часток (стала Авогадро N_А).

Закон еквівалентів (Д.Дальтон, 1803 р.)

Еквівалент (Е) – масова кількість речовини, що взаємодіє з одним атомом чи йоном Гідрогену чи заміщає таку його кількість у хімічних реакціях. Еквівалент Гідрогену Е_Н дорівнює одиниці. (Е_Н = 1). Еквівалент Оксигену Е_О дорівнює восьми (Е_О = 8). Еквівалент елемента – величина змінна, що залежить від атомної маси (А) і валентності (В), що елемент має в конкретній сполуці:

. (1.1)

Наприклад, визначимо еквівалент Сульфуру в оксидах SO₂ і SO₃. У SO₂: Е_S = 32/4 = 8, а в SO₃: Е_S = 32/6 = 5,33.

Масу 1 моля еквівалентів речовини називають молярною масою еквівалентів речовини або еквівалентною масою (М_Е).

Молярні маси еквівалентів простих речовин розраховують за формулою:

(г/моль), (1.2)

де – валентність елемента;– число атомів елемента у молекулі.

Молярна маса еквівалентів простої речовини дорівнює молярній масі еквівалентів хімічного елемента. Наприклад: М_Е(Н₂) = 1 г/моль, М_Е(О₂) = 8 г/моль.