
- •Общая и неорганическая химия
- •Часть 1 общие вопросы химии
- •Содержание
- •Введение ..………………………………………………………..29
- •7.5 Расчёт концентраций ионов в растворах
- •Основные химические понятия
- •Основные классы неорганических соединений
- •2.1 Введение
- •2.2 Оксиды
- •2.3 Основания
- •2.4 Кислоты
- •2.4.1 Классификация кислот
- •2.4.2 Номенклатура кислот и их солей
- •Продолжение таблицы 2.1
- •2.5 Соли
- •2.5.1 Номенклатура средних, кислых и основных солей
- •2.5.2 Солеобразные оксиды
- •2.5.3 Диссоциация солей в водных растворах
- •Стехиометрические законы химии
- •Типы химических реакций
- •4.1 Введение
- •4.2 Реакции ионного обмена
- •4.3 Окислительно-восстановительные реакции
- •4.3.1 Общие сведения об окислительно-восстановительных реакциях
- •4.3.2 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным методом (методом полуреакций)
- •2 Cu(oh)2 Cu2o hcho co2
- •Понятие о химическом равновесии
- •Количественной характеристикой системы в состоянии химического равновесия является константа равновесия k.
- •5.2 Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье
- •5.3 Основные типы задач на химическое равновесие
- •Общие свойства растворов
- •6.1 Характеристика растворов. Процесс растворения
- •6.2 Способы выражения концентрации растворов
- •Если в формуле (6.1 а) не использовать множитель 100%, то массовая доля будет выражена не в процентах, а в долях единицы.
- •6.3 Растворимость
- •Растворы электролитов
- •7.1 Основные положения теории электролитической диссоциации
- •7.2 Степень диссоциации
- •7.3 Константа диссоциации
- •7.4 Расчёт концентраций ионов в растворах сильных электролитов
- •7.5 Расчёт концентраций ионов в растворах слабых электролитов
- •7.6 Закон разбавления Оствальда
- •7.7 Диссоциация воды. Водородный показатель
- •7.8 Понятие о буферных растворах
- •7.9 Произведение растворимости
- •0,1 Моль/л 0,1
- •7.10 Равновесия в реакциях ионного обмена
- •Гидролиз солей
- •8.1 Общие представления о гидролизе солей
- •8.2 Константа гидролиза
- •8.3 Степень гидролиза соли; её связь с константой гидролиза
- •8.4 Гидролиз солей, образованных многозарядными катионами и анионами
- •8.5 Смещение равновесия гидролиза
- •8.6 Соли, взаимно усиливающие гидролиз друг друга
- •8.7 Кислые гидролизующиеся соли
- •Электрохимические процессы
- •9.1 Понятие об электродном потенциале
- •9.2 Понятие о гальваническом элементе
- •9.3 Теория электродных потенциалов; уравнение Нернста
- •9.4 Окислительно-восстановительные потенциалы и направление протекания окислительно-восстановительных реакций
- •9.5 Электролиз
- •9.5.1 Электролиз расплавов
- •9.5.2 Электролиз водных растворов
- •9.5.3 Применение электролиза в промышленности
- •9.6 Понятие о контактной коррозии металлов
- •Литература
- •Часть 1 Общие вопросы химии
Продолжение таблицы 2.1
Номер группы |
Элемент |
Степень окисления элемента |
Формула кислоты |
Название кислоты |
Название солей |
IV |
Ti |
+4 |
H4TiO4 |
ортотитановая |
ортотитанаты |
H2TiO3 |
метатитановая |
метатитанаты |
|||
Zr |
+4 |
H4ZrO4 |
ортоциркониевая |
ортоцирконаты |
|
H2ZrO3 |
метациркониевая |
метацирконаты |
|||
Hf |
+4 |
H4HfO4 |
ортогафниевая |
ортогафнаты |
|
H2HfO3 |
метагафниевая |
метагафнаты |
|||
V |
N |
+5 |
HNO3 |
азотная |
нитраты |
+3 |
HNO2 |
азотистая |
нитриты |
||
P |
+5 |
H3PO4 |
(орто)фосфорная |
(орто)фосфаты |
|
HPO3 |
метафосфорная |
метафосфаты |
|||
+3 |
H3PO3 |
фосфористая |
фосфиты |
||
+1 |
H3PO2 |
фосфорноватистая |
гипофосфиты |
||
As |
+5 |
H3AsO4 |
ортомышьяковая |
ортоарсенаты |
|
HAsO3 |
метамышьяковая |
метаарсенаты |
|||
+3 |
H3AsO3 |
ортомышьяковистая |
ортоарсениты |
||
HAsO2 |
метамышьяковистая |
метаарсениты |
|||
Sb |
+5 |
H3SbO4 |
ортосурьмяная |
ортоантимонаты |
|
HSbO3 |
метасурьмяная |
метаантимонаты |
|||
+3 |
H3SbO3 |
ортосурьмянистая |
ортоантимониты |
||
HSbO2 |
метасурьмянистая |
метаантимониты |
|||
Bi |
+5 |
HBiO3 |
метависмутовая |
метависмутаты |
|
V |
+5 |
H3VO4 |
ортованадиевая |
ортованадаты |
|
HVO3 |
метаванадиевая |
метаванадаты |
|||
Nb |
+5 |
H3NbO4 |
ортониобиевая |
ортониобаты |
|
HNbO3 |
метаниобиевая |
метаниобаты |
|||
Ta |
+5 |
H3TaO4 |
ортотанталовая |
ортотанталаты |
|
HTaO3 |
метатанталовая |
метатанталаты |
Продолжение таблицы 2.1
Номер группы |
Элемент |
Степень окисления элемента |
Формула кислоты |
Название кислоты |
Название солей |
VI |
S |
+6 |
H2SO4 |
серная |
сульфаты |
+4 |
H2SO3 |
сернистая |
сульфиты |
||
Se |
+6 |
H2SeO4 |
селеновая |
селенаты |
|
+4 |
H2SeO3 |
селенистая |
селениты |
||
Te |
+6 |
H2TeO4 |
метателлуровая |
метателлураты |
|
H6TeO6 (H2TeO4·2H2O) |
ортотеллуровая |
ортотеллураты |
|||
+4 |
H2TeO3 |
теллуристая |
теллуриты |
||
Cr |
+6 |
H2СrO4 |
хромовая |
хроматы |
|
+3 |
HCrO2 |
метахромистая |
метахромиты |
||
Mo |
+6 |
H2MoO4 |
молибденовая |
молибдаты |
|
W |
+6 |
H2WO4 |
вольфрамовая |
вольфраматы |
|
VII |
Cl |
+7 |
HClO4 |
хлорная |
перхлораты |
+5 |
HClO3 |
хлорноватая |
хлораты |
||
+3 |
HClO2 |
хлористая |
хлориты |
||
+1 |
HClO |
хлорноватистая |
гипохлориты |
||
Br |
+7 |
HBrO4 |
бромная |
перброматы |
|
+5 |
HBrO3 |
бромноватая |
броматы |
||
+3 |
HBrO2 |
бромистая |
бромиты |
||
+1 |
HBrO |
бромноватистая |
гипобромиты |
||
I |
+7 |
H5IO6 (HIO4·2H2O) |
ортойодная |
ортопериодаты |
|
+5 |
HIO3 |
йодноватая |
иодаты |
||
+3 |
HIO2 |
йодистая |
иодиты |
||
+1 |
HIO |
йодноватистая |
гипоиодиты |
Продолжение таблицы 2.1
Номер группы |
Элемент |
Степень окисления элемента |
Формула кислоты |
Название кислоты |
Название солей |
VII |
Mn |
+7 |
HMnO4 |
марганцовая |
перманганаты |
+6 |
H2MnO4 |
марганцовистая |
манганаты |
||
+4 |
H4MnO4 |
ортомарганцоватистая |
ортоманганиты |
||
H2MnO3 |
метамарганцоватистая |
метаманганиты |
|||
Tc |
+7 |
HTcO4 |
технециевая |
пертехнаты |
|
Re |
+7 |
HReO4 |
рениевая |
перренаты |
|
VIII |
Fe |
+6 |
H2FeO4 |
железная |
ферраты |
+3 |
HFeO2 |
(мета)железистая |
(мета)ферриты |
Из материала, приведённого в таблице 2.1, видно, что элементы, одной и той же группы, находящиеся в одинаковой степени окисления, образуют кислоты, формулы которых похожи. Прослеживается сходство и в построении названий этих кислот и их солей, что позволяет подойти к изучению номенклатуры неорганических соединений с позиций логического осмысления.
Ниже представлены формулы некоторых более сложных кислот, которые не вошли в таблицу 2.1.
H
2S2O7
дисерная (пиросерная) кислота
соли – дисульфаты (пиросульфаты)
H
2Cr2O7
дихромовая кислота
соли – дихроматы
H4P2O7 дифосфорная (пирофосфорная) кислота
соли – дифосфаты (пирофосфаты)
H2S2O8 пероксодисерная (надсерная) кислота
с
оли
– пероксодисульфаты (персульфаты,
надсульфаты)
HCOOH муравьиная кислота СH3COOH уксусная кислота
с
оли
– формиаты соли – ацетаты.