1.2. Некоторые свойства йода

Для йода характерен переход при нагревании из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое, т. е. возгонка. Это свойство используют для его очистки от хлора и брома.

Иод плохо растворим в воде, гораздо лучше - в органических рас­творителях: бензоле, эфире, спирте; 10%-ный раствор последнего ис­пользуют в медицине и ветеринарии. Однако йод хорошо растворяется в водных растворах йодида калия в результате образования комплексного соединения.

Ю + 1₂ = К[Л₂]. (10.8)

Для простоты это соединение часто изображают формулой К1₃ и называют трийодидом калия.

Растворы йода широко используют в аналитической химии. Для его обнаружения применяют крахмал, который в присутствии йода окраши­вает раствор в синий цвет.

2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт 10.1. Каталитическое разложение хлорноватистой кислоты

В пробирку налить около 1 мл свежеприготовленной хлорной воды. Нагреть на газовой горелке до 70 °С. Прибавить несколько капель рас­твора нитрата кобальта. Наблюдать. Поднести к пробирке тлеющую лучинку. Наблюдать. Написать уравнение реакции.

Опыт 10.2. Взаимодействие гипохлорита с соляной кислотой (под тягой)

В пробирку всыпать на кончике шпателя немного хлорной извести. Из капельницы пипеткой добавить 1-2 капли концентрированной соля­ной кислоты. Наблюдать. Поднести к пробирке бумажку, пропитанную КХ Наблюдать. Написать уравнения реакций.

Опыт 10.3. Окисление сероводорода (под тягой)

В пробирку налить 4-5 мл сероводородной воды. Затем добавить 2- 3 мл хлорной воды, Наблюдать. Написать уравнение реакции.

Опыт 10.4. Взаимное вытеснение галоидов

В одну пробирку налить 1-2 мл раствора бромида калия, в другую - 1-2 мл йодида калия. Затем в каждую пробирку добавить несколько капель хлорной воды. Наблюдать. В пробирку с йодидом калия доба­вить еще немного капель хлорной воды. Наблюдать. Написать уравне­ние реакций.

Опыт 10.5. Очистка йода возгонкой

В сухой стаканчик на 100 мл внести на кончике шпателя несколько кристаллов йода. Стаканчик накрыть круглодонной колбочкой с холод­ной водой, осторожно нагревать. Наблюдать. Кристаллы собрать и ис­пользовать в следующем опьгге.

Опыт 10.6. Растворимость йода

В три пробирки влить по 1-2 мл воды, раствора йодида калия и спирта. Внести в каждую пробирку 1-2 кристаллика йода. Наблю­дать.

Опыт 10.7. Действие йода на крахмап

В две пробирки влить 1-2 мл воды и раствора йодида калия. Затем добавить несколько капель крахмала. Внести в пробирку кристаллик йода. Наблюдать.

Работа 11 СВОЙСТВА (/-ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ

Цель работы:

Закрепить знания свойств (/-элементов и некоторых их соедине­ний.

1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

К ^/-элементам (с!- и /-элементы называются переходными) относят­ся такие, в атомах которых идет заполнение электронами (/-подуровня предвнешнего уровня. Они составляют побочные подгруппы периоди­ческой системы.

Большинство атомов (/-элементов имеют на внешнем уровне по два электрона (.у²), реже по одному (.V¹), поэтому они являются метал- лами-восстановителями. Их валентность в соединениях определяется ^-электронами внешнего и частично (/-электронами предвнешнего уров­ней. Оксиды и гидроксиды этих соединений в низшей степени окисле­ния имеют основной характер (как правило, восстановители), в высшей степени окисления - кислотный (как правило, окислители). В промежуточных степенях окисления (/-элементы могут образовать амфотерные оксиды и гидроксиды и проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Для (/-элементов характерно образова­ние комплексных соединений путем заполнения электронными па­рами лигандов вакантных орбиталей (/-подуровня центрального иона (/-элемента - комплексообразователя с формированием донорно-акцеп- торных связей.

Хром. Наиболее устойчивыми являются соединения хрома, в кото­рых он имеет валентности 3 и 6.

Оксид хрома (III) Сг₂0₃ - твердое тугоплавкое вещество, нераство­римое в воде и кислотах. Ему соответствует гидроксид Сг(ОН)₃, обла­дающий амфотерными свойствами. Он реагирует с кислотами с образо­ванием солей хрома (Ш):

Сг(ОН)₃ + ЗНС1 = СгС1₃ + ЗН₂0,

со щелочами образуются соли хромистой кислоты (хромиты) или ком­плексные соединения хрома (III):

Сг(ОН)₃ + N3011 = МаСг0₂ + 2Н₂0 (сплавление);

Сг(0Н)₃ + 3№0Н = Ыа_:,[Сг(0Н)₆] (в растворе).

Все соли трехвалентного хрома в твердом состоянии и в растворе имеют окраску.

Хромокалиевые квасцы КСг(80₂) ■ 12Н₂0 применяют для дубления кож и в качестве протравы в текстильной промышленности.

Оксид хрома (VI) Сг0₃ - хромовый ангидрид - сильный окислитель, хорошо растворимый в воде с образованием хромовой Н₂Сг0₄ и дихро- мовой Н₂Сг₂07 кислот. Они существуют только в растворе. Их соли - хроматы и дихроматы - находятся в растворе в равновесии, которое может быть сдвинуто в ту или иную сторону путем добавления кислоты или основания:

2СгО ²₄ +2Н⁺ Сг₂0₇~ + Н₂0, Сг₂0₇^_ +20Н 2Сг0₄~ + Н₂0

Соединения хрома (VI) в кислой среде обладают высокой окис­лительной способностью. Восстанавливаясь, они переходят в соеди­нения хрома (III), и оранжевая окраска раствора меняется на зеле­ную.

6Ре80₄ + К₂Сг₂0₇ + 7Н₂80₄ = ЗРе₂(80₄>, + Сг₂(80₄)₃ + К₂80₄ + 7Н₂0.

Раствор дихромата калия 3%-ный в концентрированной серной ки­слоте называется хромовой смесью. Ее применяют для мытья стеклян­ной химической посуды.

Марганец. Марганец проявляет все степени окисления, от +2 до +7, например, в своих оксидах МпО, Мп₂0₃, Мп0₂, Мп₂0₅, Мп₂0₇. Ок­сиды марганца с низкими степенями окисления (МпО, Мп₂0₃) имеют основной характер (восстановители), Мп0₂ амфотерен, а Мп0₃ и Мп₂0₇ кислотные оксиды (окислители). Оксиды марганца (1П) и (V) в свобод­ном состоянии не выделены. Наиболее устойчивым является Мп0₂. Он проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. В присутствии кислорода при сплавлении со щелочами он образует со­ли неустойчивой марганцовистой кислоты (Н₂Мп0₄) - манганаты.

Окислитель: Мп0₂ + 4НС1 = С1₂ + МпС1₂ + 2Н₂0;

Восстановитель: 2Мп0₂ + 4К0Н + 0₂ = 2К₂Мп0₄ + 2Н₂0 (сплавление).

Манганаты в растворе также неустойчивы и диспропорционируют по уравнению:

ЗК₂Мп0₄ + 2Н₂0 = 2КМп0₄ + Мп0₂ + 4К0Н.Образующийся перманганат калия является солью неустойчивой мар­ганцовой кислоты (НМп0₄), существующей только в водном растворе. Эта кислота и ее соли являются сильнейшими окислителями, которые в кислой среде восстанавливаются до солей Мп²⁺, в нейтральной - до Мп0₂, в щелочной - до манганатов:

2КМп0₄ + 5К₂80₃ + ЗН₂80₄ = 2Мп80₄ + 6К₂80₄ + ЗН₂0;

2КМп0₄ +2К₂80₃ + Н₂0 = 2Мп0₂1 + 2К₂80₄ + 2КОН;

2КМп0₄ + К₂80₃ + 2КОН = 2К₂Мп04 + К₂80₄ + Н₂0.

Перманганаты разлагаются при нагревании с выделением кислорода (лабораторный способ получения 0₂):

2КМп0₄ = К₂Мп0₄ + Мп0₂ + 0₂Т.

Железо. Железо, как другие металлы, проявляет восстановитель­ные свойства. Оно образует устойчивые соединения со степенями окис­ления +2 и +3. Известны также соединения Ре(У1) - железная кислота (Н₂Ре0₄) и ее соли - ферраты.

Оксид железа (II) - РеО - проявляет основные свойства. Он не рас­творяется в воде и растворах щелочей, но растворим в кислотах с обра­зованием соответствующих солей:

РеО + 2НС1 - РеС1₂ + Н₂0.

Такие соли являются восстановителями. В присутствии окислителей, в том числе кислорода воздуха, они окисляются до солей железа (III):

2РеС1₂ + С1₂= 2РеС1₃. Гидроксид железа (II) образуется в результате реакции: РеС1₂ + 2ШОН = Ре(ОН)₂4- + 2ЫаС1. Он неустойчив, на воздухе окисляется до гидроксида железа (III): 4Ре(ОН)₂ + 0₂ + 2Н₂0 = 4Ре(ОН)₃1.

Оксид железа (III) Ре₂0₃ обладает слабо выраженными амфотерны- ми свойствами. Он растворяется в кислотах с образованием солей желе­за (Ш):

Ре₂О_э + 6НС1 + 2РеС1₃ + ЗН₂0.

При его сплавлении с основаниями (или карбонатами) щелочных метал­лов образуются соли железистой кислоты - ферриты:

Ре₂0₃ + 2Ыа₂С0₃ = 2ЫаРе0₂ + С0₂. 62

Гидроксид железа (III) также амфотерен. Со щелочами в растворе он образует комплексные соли:

Ре(ОН)₃ + ЗМаОН = Ыа,[Ре(ОН)₆|.

Соли трехвалентного железа являются окислителями:

2РеС1₃ + ЗКаЛ = 2РеС1₂ + ЫаС1 + ]₂.

Реагентами на ион Ре^3, являются роданиды щелочных металлов:

РеС1₃ + ЗК8СЫ = РеС5С1Ч)₃ + ЗКС1.

красный

Из устойчивых комплексов железа заслуживают внимание гекса- цианоферрат (II) калия К₄[Ре(СМ)_Л] (желтая кровяная соль) и гексациа- ноферраг (III) калия Кз[Ре(С1Ч)₆] (красная кровяная соль). Первая обра­зуется при действии на раствор соли двухвалентного железа избытка цианида калия:

2РеС!₂ + 2КСК = 2КС1 + Ре(СМ)₂;

Ре(С1ч[)₂ + 4КСИ = К₄[Ре(СМ)_й]. Эта соль является реагентом на ион Ре¹ :

4РеС1₃ + ЗК₄[Ре(СМ)₆] = Ре₄[Ре(СЫ)_б]з + 12КС1.

синий

Красная кровяная соль образуется при окислении желтой ковяной

соли:

2К4[Ре(СЫ)₆] + С1₂ = 2К₃[Ре(СЫ)₆] + 2КС1. Красная кровяная соль - реагент на ион Ре^{^}":

ЗРеС1₂ + 2К₃[Ре(С]Ч)₆] =Ре₃[Ре(СМ)₆]₂ + 16К.С1.

синий

2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ Соединения хрома

Опыт 11.1. Получение и свойства гидроксида хрома (III)

В две пробирки внести по 3-4 капли раствора сульфата хрома (или хлорида) и добавить 1-2 капли 2 н раствора гидроксида натрия. На­блюдать В первую пробирку добавить по каплям 2 н. раствора соляной (или серной) кислоты, а в другую - гидроксида натрия. Наблюдать. На­писать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Получен­ное соединение сохранить для последующих опытов.

63

Опыт 11.2. Гидролиз солей хрома (III)

а) Гидролиз сульфата хрома

В пробирку поместить 3-5 капель раствора сульфата хрома (Ш) и добавить 1-2 капли раствора лакмуса. Наблюдать. Написать уравнения гидролиза сульфата хрома по первой ступени.

б) Гидролиз солей хрома в щшсутствии соды и сульфида аммония

В две пробирки поместить по 2-3 капли раствора сульфата (или хлорида) хрома (III). По каплям прибавить в одну - раствор карбоната натрия, в другую - сульфида аммония. Наблюдать. Написать уравнения реакций.

Опыт 11.3. Окисление солей хрома (III)

К раствору гексагидроксохромата (III) натрия из опыта 11.1 доба­вить 1-2 капли щелочи и 3-4 капли бромной воды. Смесь нагреть на водяной бане до изменения окраски. Написать уравнения реакций.

Опыт 11.4. Хроматы и дихроматы

а) Переход хромата в дихромат

К раствору хромата калия (3—4 капли) добавить по каплям раствор 2 н. серной кислоты. Наблюдать. Написать уравнения реакции в моле­кулярной и ионной формах.

б) Переход дихромата в хромат

К раствору дихромата калия (3-4 капли) добавить по каплям 2 н. раствор гидроксида натрия. Наблюдать. Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.

Опыт 11.5. Окислительные свойства дихроматов

В три пробирки налить по 4-5 капель раствора дихромата калия и добавить в каждую по 2-3 капли раствора серной кислоты. В первую пробирку прилить 2-3 капли раствора йодида калия, во вторую и тре­тью - столько же, соответственно, нитрита натрия и сульфита натрия. Нагреть пробирки на водяной бане. Наблюдать. Написать уравнения реакций (уравнять методом полуреакций).

Соединения марганца

Опыт 11.6. Получение гидроксида марганца (II)

Внести в две пробирки по 3-4 капли раствора соли марганца (И) и 2-3 капли 2 н. раствора щелочи. Наблюдать. В первой размешать осадок

64

стеклянной палочкой. Наблюдать. Во вторую добавить 5-6 капель бромной воды. Наблюдать. Написать уравнения реакций.

Опыт 11.7. Разложение перманганата катя

Поместить 3-4 капли кристаллика перманганата калия в пробирку и укрепить ее горизонтально в штативе. Нагреть кристаллики на слабом пламени и внести в пробирку тлеющую лучинку. Наблюдать. Пробирку охладить и добавить 5-6 капель воды. Обратить внимание на цвет. На­писать уравнения реакций, указав окислители и восстановители.

Опыт 11.8. Окислительные свойства перманганата калия

В пять пробирок внести по 3 -4 капли раствора перманганата калия. В первые три добавить 2 капли 2 н. раствора серной кислоты, в четвер­тую - столько же воды, в пятую - 2 н. раствор щелочи. В первую про­бирку прибавить несколько кристалликов сульфата железа (П), во вто­рую - 3-4 капли 10%-ного раствора пероксида водорода, во все осталь­ные - несколько кристалликов сульфита натрия (или 3-4 капли 0,1 н. раствора йодида калия). Четвертую пробирку слегка подогреть. На­блюдать. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной фор­мах.

Железо и его свойства

Опыт 11.9. Восстановительные свойства железа

В две пробирки поместить по 8 -10 капель соответственно растворов хлорида олова и сульфата меди. В каждую поместить железную прово­локу, очищенную наждачной бумагой. Наблюдать. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 11.10. Получение и окисление гидроксида железа (II)

В пробирку поместить 3-4 капли раствора соли железа (П) и при­лить раствор гидроксида натрия. Наблюдать. Осадок перемешать стек­лянной палочкой (1-2 мин). Наблюдать. Написать уравнения реакций.

Опыт 11.11. Восстановительные свойства железа (II)

Поместить в две пробирки раствор соли железа (П). В первую доба­вить 2-3 капли 2 н. раствора серной кислоты и 2-3 капли 3%-ного раствора пероксида водорода. В обе пробирки добавить по капле 0,1 н. раствора роданида калия (аммония). Наблюдать. Написать уравнения реакций. Поместигь в пробирку 5-6 капель раствора ди-

65хромата калия, 2 капли 2 н. раствора серной кислоты и два мик­рошпателя соли железа (П). Наблюдать. Написать уравнения реак­ций.

Опыт 11.12. Получение гидроксида железа (III) и его свойства

В две пробирки внести по 5-6 капель раствора хлорида железа (III) и добавить по 3-4 капли 2 н. раствора гидроксида натрия. Наблюдать. В одну пробирку добавить 2 н. раствор серной кислоты, во вторую - щелочи. Наблюдать. Написать уравнения реакций.

Опыт 11.13. Окислительные свойства железа (III)

Поместить в две пробирки по 3-4 капли раствора хлорида железа (III). В первую добавить 1-2 капли раствора йодида калия, во вторую - несколько кристалликов сульфита натрия. Наблюдать. Во вторую после исчезновения окраски добавить 1-2 капли раствора гексацианоферрата (1П) калия. Наблйэдать. Написать уравнения реакций.

Опыт 11.14. Качественные реакции на ионы железа (II) и (III)

Поместить в три пробирки по 5-6 капель растворов солей: в пер­вую - железа (П), во вторую и третью - железа (III). В первую добавить 1-2 капли раствора гексацианоферрата (1П) калия, во вторую - 1 каплю 0,1 н. раствора роданида аммония, в третью - 1-2 капли раствора гекса­цианоферрата (II) калия. Наблюдать. Написать уравнения реакций в мо­лекулярной и ионной формах. Указать химическое название получен­ных соединений.

Опыт 11.15. Гидролиз солей железа (II) и (III)

а) В пробирку поместить 5-6 капель раствора лакмуса и добавить два микрошпателя соли железа (II) (хлорида или сульфата). Размешать стеклянной палочкой. Установить по цвету лакмуса реакцию среды. Написать уравнение реакции гидролиза по первой ступени.

б) В две пробирки поместить по 5-6 капель раствора лакмуса и по 2 микрошпателя хлорида железа (Ш). Определить реакцию среды. Одну из пробирок нагреть.

Наблюдать, какая из солей имеет большую степень гидролиза. Сде­лать выводы. Написать уравнения реакций гидролиза.

в) Поместить в пробирку 3-4 капли раствора хлорида железа (Ш) и прибавить по каплям раствор карбоната натрия. Наблюдать. Написать уравнения реакций.

ПРИЛОЖЕНИЯ

1. МАНТИССЫ ДЕСЯТИЧНЫХ ЛОГАРИФМОВ N	0	1	2	3	4	5	6	7	8	9
10	0000	0043	0086	0128	0170	0212	0253	0294	0334	0374
11	0414	0453	0492	0531	0569	0607	0645	0682	0719	0755
12	0792	0828	0864	0899	0934	0969	1004	1038	1072	1106
13	1139	1173	1206	1239	1271	1303	1335	1367	1399	1430
14	1461	1492	1523	1553	1584	1614	1644	1673	1703	1732
15	1761	1790	1818	1847	1875	1903	1931	1959	1987	2014
16	2041	2068	2095	2122	2148	2175	2201	2227	2253	2279
17	2304	2330	2335	2380	2405	2430	2455	2480	2504	2529
18	2553	2577	" 2601	2625	2648	2672	2695	2718	2742	2765
19	2788	2810	2833	2856	2878	2900	2923	2945	2967	2989
20	ЗОЮ	3032	3054	3075	3096	3118	3139	3160	3181	3201
21	3222	3243	3263	3284	3304	3324	3345	3365	3385	3404
22	3424	3444	3464	3483	3502	3522	3541	3560	3579	3598
23	3617	3636	3655	3674	3692	3711	3729	3747	3766	3784
24	3802	3820	3838	3856	3874	3892	3909	3927	3945	3962
25	3979	3997	4014	4031	4048	4065	4082	4099	4119	4133
26	4150	4166	4183	4200	4216	4232	4249	4265	4281	4298
27	4314	4330	4346	4362	4378	4393	4409	4425	4440	4456
28	4472	4487	4502	4518	4533	4548	4564	4579	4594	4609
29	4624	4639	4654	4669	4683	4698	4713	4728	4742	4757
30	477-1	4786	4800	4814	4829	4843	4857	4871	4886	4900
31	4914	4928	4942	4955	4969	4983	4997	5011	5024	5038
32	5051	5065	5079	5092	5105	5119	5132	5145	5159	5172
33	5185	5198	5211	5224	5237	5250	5263	5276	5289	5302
34	5315	5328	5340	5353	5366	5378	5391	5403	5416	5428
35	5441	5453	5465	5478	5490	5502	5514	5527	5539	5551
36	5563	5575	5587	5599	5611	5623	5635	5647	5658	5670
37	5682	5694	5705	5717	5729	5740	5752	5763	5775	5786
38	5798	5809	5821	5832	5843	5855	5866	5877	5888	5899
39	5911	5922	5933	5944	5955	5966	5977	5988	5999	6010
40	6021	6031	6042	6053	6064	6075	6085	6096	6107	6117
41	6128	6138	6149	6160	6170	6180	6191	6201	6212	6222
42	6232	6243	6253	6263	6274	6284	6294	6304	6314	6325
43	6335	6345	6355	6365	6375	6385	6395	6405	6415	6425
44	6435	6444	6454	6464	6474	6484	6493	6503	6513	6522
45	6532	6542	6551	6561	6571	6580	6590	6599	6609	6618
46	6628	6637	6646	6656	6665	6675	6684	6693	6702	6712
47	6721	6730	6739	6749	6758	6767	6776	6785	6784	6803
48	6812	6821	6830	6839	6848	6857	6866	6875	6884	6893
49	6902	6911	6920	6928	6937	6946	6955	6964	6972	6981
50	6990	6998	7007	7016	7024	7033	7042	7050	7059	7067

1		2	3	4
		0	191,5	0
		-46,2	192,6	• -16,7
ЫЩМОг (к)		-256	-	-
№ШОэ(к)		-365,4	151	-183,8
N11)01 (к)		-315,39	94,56	-343,64
N,0 (г)		82,0	219,9	104,1
N0 (г)		90,3	210,6	86,6
ИЛ (г)		83,3	307,0	140,5
(к)		33,5	240,2	51,5
N,04 (г)		9,6	303,8	98,4
И205(г)		-42,7	1,8	114,1
ЫаОН (к)		-426,6	64,18	-377,0
№ЮН (р)		-	-	-419,5
Ыа28Ю3(к)		-	-	-1427,8
ЫаС1 (к)		-410,9	72,36	-384,0
№02(к)		-239,7	38,2	-211,6
02(г)	V	0	205,0	0
ОР2(г)		25,1	247,0	32,5
Р2Оз (к)		-820	173,5	-
Р3О5 (к)		-1492	114,5	-1348,8
РЪО (к)		-219,3	66,1	-189,1
РЮ2 (к)		-276,6	74,9	-218,3
8 (ромб)		0	31,88	0
802 (Г)		-296,9	248,1	-300,2
803(г)		-395,8	256,7	-371,2
81С14(Ж)		-687,8	239,7	-
8Ш4(Г)		34,7	204,6	57,2
8Ю2(к)		-859,3	42,09	-803,75
8пО (к)		-286,0	56,5	-256,9
8п02(К)		-580,8	52,3	-519,3
Т] (к)		0	30,6	0
ТЮ14(ж)		-804,2	252,4	-737,4
т;о2(ю		-943,9	50,3	-888,6
		-842,7	75,9	-763,9
7мО (к)		-350,6	43,6	-320,7

Таблица 10

Названия важнейших кислот и их солей. Названия

I кислоты ^ соли

"" Г " -у——— ~ —

НА-Ю^ Метаалшиниваая Метаалюминат

НА^Од Мет&мышьяковая Метаарсенат

НзА₄0₄ Ортомшьяковая Ортоарсенат

НА^О^ Метамшьяковистая Метаарсенит

НзА_й0_э Ортомышьяковистая Ортоарсенит

НВО^ Метаборная Метаборат

Н3ВО3 Ортоборная Ортоборат

Н^В^Оу Чет: эехборная Тетраборат

НВг- Вромо водород Бромид

НОВг Бромноватистая Гипобромит

НВЮд Бромно катая Бромат

НСООН Муравьиная Формиат

СНдСООН Уксусная Ацетат

НС№ Циаиоводород Цианид

НоСОд Угольная Карбонат

Щавелевая Оксалат

НС1 Хлороводород Хлорид

Н0С1 Хлорноватистая Гипохлорит

НСЮ₂ Хлористая Хлорит

НСГОд Хлорноватая Хлорат

НСЮ₄ Хлорная Перхлорат

Продолжение таблицы 10

I	2	3
НСр02	Метахромистая	Метахромит
н2оо4	Хромош	Хромат
	Д вухромо ВЙ	Дихромат
на	Иодоводород	Иодид
ноэ	Иодноватиетая	Гипоиодит
шо3	Йодноватая	Иодат
Н304	• Йодная	Периодат
НМп04	Марганцовая	Пермаиганат
н^п04	Марганцовистая	Манганит
Н^МоО^	.Молибденовая	Модибдат
ШРо	Азвдоводород	Азцд
о	(азо тис то водородная)
ННЮ2	Азотистая	Нитрит
№Ю3	Азотная	Нитрат
НР03	Метафосфорная	Метафосфат
К3Р04	Орт^фасфорная	Ортофосфат
н4р2о7	Двуфасфорная (пиро- фосфорная)	Дифосфат (пиро- фосфат)
К3Р03	Фосфористая	Фосфит
Н3Р02	Фосфорноватистая	Гипофосфит
Н25	Сероводород	Сульфид
	Родановодород	Роданид
Н2303	Сернистая	Сульфит
н^о4	Серная	Сульфат
Н252°3	Ткосерная	Тиосульфат
н2$2о7	Дяусеряая (пиро- сср.чая)	Дисульфат (пиро-
		сульфат)
Н2$208	Перо кс одяус ер ная (надсерная)	Пероксодисульфат (персульфат)
Н2$е	Селено гюдород	Селенид
Н25е03	Селенистая 1Р7	Селенит