Как называется кислотный остаток clo2

Список кислот и названия кислотных остатков

Продолжение табл. 8

Получение кислот.Среди способов получения кислот можно выделить ряд наиболее распространенных:

1) Бескислородные кислоты получаются непосредственным взаимодействием неметаллов с водородом, с последующим растворением продукта реакции в воде (бинарные соединения в газообразном состоянии не обладают кислотными свойствами). Например:

2) Кислородсодержащие кислоты получаются при взаимодействии кислотных оксидов с водой. Например:

3) Слабые кислоты можно получить действием сильных кислот на соли слабых кислот (лабораторный способ):

Основные химические свойства кислот.Гидроксиды кислотного характера, также как и основания, имеют ряд свойств характерных всем кислотам с поправкой на их свойства.

1)Кислоты взаимодействуют с основаниями (реакция нейтрализации) с образованием соли и воды. Например:

2) Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды. Например:

3) Растворы сильных кислот реагируют с солями слабых кислот с образованием слабой кислоты и новой соли, например:

4) Кислоты, как и основания, имеют способность к термическому разложению. Сильные кислоты типа H₂SO₄ практически не подвержены разложению такого рода. Однако, слабые кислоты (кроме органических кислот) легко распадаются при нагревании по схеме:

5) Кислоты взаимодействуют с металлами. Продукты реакции зависят как от концентрации кислоты, так и от активности металла. Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, вытесняют его из разбавленных растворов кислот (кроме HNO₃), например:

Металлы, стоящие после водорода, с разбавленными кислотами не реагируют (медь, серебро, ртуть). Однако кислоты, анионы которых проявляют окислительные свойства, например, азотная или концентрированная серная, при взаимодействии с металлами не выделяют водород, а образуются продукты восстановления кислотообразующего элемента. Например:

Продукты взаимодействия разбавленной азотной кислоты с металлами зависят как от степени разбавления (чем выше концентрация HNO₃, тем менее глубоко она восстанавливается), так и от активности металла. С малоактивными металлами (никель, медь, серебро) разбавленная HNO₃ обычно восстанавливается до бесцветного газа NO. Например:

Диссоциация кислот.Согласно теории электролитической диссоциации, кислоты являются электролитами, состоящими из катиона водорода и аниона кислотного остатка. В зависимости от степени диссоциации, они делятся на сильные и слабые кислоты.

Сильные кислоты образуют растворы сильных электролитов, и в воде почти полностью (в одну ступень) диссоциируют на ионы. Например:

Электролитическая диссоциация многоосновных слабых кислот протекает обратимо и в несколько ступеней. Например:

Дата добавления: 2019-04-03 ; просмотров: 10891 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Источник

Кислотный остаток

Кислотный остаток — это анион, который является второй частью формулы сложного химического соединения. Они способны замещать определенное количество атомов или групп атомов. Ни у одного кислотного остатка нет свободных реакциоспособных электронов. Как правило, кислотный остаток состоит из атомов неметаллов.

Таблица самых распространенных кислотных остатков

Полезное

Смотреть что такое «Кислотный остаток» в других словарях:

кислотный остаток — — [http://slovarionline.ru/anglo russkiy slovar neftegazovoy promyishlennosti/] Тематики нефтегазовая промышленность EN acid residue … Справочник технического переводчика

кислотный остаток — rūgšties liekana statusas T sritis chemija apibrėžtis Rūgšties anijonas. atitikmenys: angl. acid residue rus. кислотный остаток … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

кислотный остаток — кислотный радикал … Cловарь химических синонимов I

кислотный радикал — кислотный остаток … Cловарь химических синонимов I

Эфиры сложные — (хим.) представляют собой сочетания спиртов с кислотами, происходящие путем выделения воды за счет водных остатков этих соединений. Названия [В немецкой химической литературе сложные Э. весьма целесообразно названы, по предложению Гмелина, особым … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

Число координатное — химических соединений — Термин введен в науку А. Вернером, который предполагает, что ему удалось открыть закономерность, определяющую состав гидратов, аммиакатов (ср. Кобальтиаковые соединения), двойных (и простых, кислородсодержащих) солей и вообще неорганических и… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

Анион — Анион отрицательно заряженный ион. Характеризуется величиной отрицательного электрического заряда; например, Cl− однозарядный анион, а SO42− двузарядный анион. В электрическом поле анионы перемещаются к положительному… … Википедия

диазосоединения — органические соединения общей формулы RN2 (алифатические диазосоединения; R алкил) или ArN2X (ароматические диазосоединения; Ar арил, Х гидроксильная группа или кислотный остаток), из которых наиболее важны последние соли диазония.… … Энциклопедический словарь

ртутьорганические соединения — содержат в молекуле атом ртути, непосредственно связанный с углеродом. Известны ртутьорганические соединения типа R2Hg и RHgX, где R органический радикал, Х галоген, ОН, кислотный остаток. Применяются в органическом синтезе, как фунгициды.… … Энциклопедический словарь

соли — продукты замещения атомов водорода кислоты на металл или групп ОН основания на кислотный остаток. При полном замещении образуются средние, или нормальные, соли (NaCl, K2SO4 и др.), при неполном замещении атомов Н кислые (напр., NaHCO3), неполном … Энциклопедический словарь

Источник

Таблица кислот и соответствующих им кислотных остатков (А) и кислотных оксидов (ангидридов)

Главная > Документ

Таблица кислот и соответствующих им кислотных остатков (А) и кислотных оксидов (ангидридов)

Cl 2 O 7 оксид хлора (VII )

SO 3 оксид серы (VI ), серный ангидрид

HSO 4 (I) гидросульфат

N 2 O 5 оксид азота ( V )

HMnO 4 марганцевая

MnO 4 (I) перманганат

Mn 2 O 7 оксид марганца (VII )

H 2 SO 3 сернистая

SO 2 оксид серы (IV )

HSO 3 (I) гидросульфит

H 3 PO 4 ортофосфорная

PO 4 (III) ортофосфат

P 2 O 5 оксид фосфора (V )

H 2 PO 4 (I) дигидроортофосфат

HPO 4 (II) гидроортофосфат

N 2 O 3 оксид азота (III )

CO 2 оксид углерода ( IV), углекислый газ

HCO 3 (I) гидрокарбонат

H 2 SiO 3 кремниевая

SiO 2 оксид кремния (IV)

HCl хлороводородная (соляная)

H 2 S сероводородная

HF фтороводородная (плавиковая)

HCN циановодородная (синильная)

HClO 3 хлорноватая

Cl 2 O 5 оксид хлора (V)

Cl 2 O 3 оксид хлора (III)

Cl 2 O оксид хлора (I)

CH 3 COOH уксусная

*Ангидрид – продукт, который получается при отнятии от соответствующей кислоты молекулы воды.

Источник

Как называется кислотный остаток clo2

Основания и кислоты — это две противоположности в химии. Как черное и белое, положительное и отрицательное, теплое и холодное, правое и левое. Именно поэтому они отлично взаимодействуют друг с другом: из двух крайностей образуется нечто нейтральное, а именно соли. Но пока мы рассмотрим, что же представляют собой эти два класса, и как им следует давать названия.

Основания

Группа « OH» известна также под названием гидрокси́л, от латинского произношения элементов: гидроген (водород) и оксиген (кислород).

Название основания, данное по систематической номенклатуре, состоит из слова гидроксид, названия металла и его валентности, если она не постоянна:

AgOH — гидроксид серебра (I)	Ca(OH)2 — гидроксид кальция	Pb(OH)4 — гидроксид свинца (IV)

Основания и кислоты

Серия «Элементы и соединения»

04	Гидроксил имеет постоянную степень окисления –1: Поэтому атом металла будет иметь положительную степень окисления, равную количеству гидроксилов в молекуле основания, а значит, и такую же валентность. гидроксид калия — KOH Как правило, при н. у. основания являются кристаллическими веществами. Те из них, которые хорошо растворяются в воде, называются щелоча́ми, а металлы, их образующие — щелочными и щёлочно-земельными. Самая распространенная щёлочь — гидроксид натрия NaOH, — используется в целлюлозно-бумажной промышленности, при производстве мыла, в нефтепереработке и даже в качестве пищевой добавки. При этом, как и другие щёлочи, она является очень едким веществом, поэтому должна маркироваться специальным знаком (рис. 1). Раньше, до введения систематической номенклатуры, гидроксид натрия назывался едким натром. Кислоты
08	Перед нами следующий, также немногочисленный класс неорганических веществ: Как это ни забавно звучит, но кислотным остатком принято считать то, что остается от кислоты, если убрать все атомы водорода. Валентность кислотного остатка всегда совпадает с количеством атомов водорода в молекуле кислоты: кислота HBr валетность кислотного остатка — I кислота H2SO4 валетность кислотного остатка — II Очевидно, степень окисления кислотного остатка будет равна его валетности, взятой со знаком «минус», поскольку водород имеет постоянную степень окисления +1: В отличие от остальных классов неорганических соединений, для которых IUPAC сформулировал вполне определенные правила систематической номенклатуры, названия важнейших кислот и их кислотных остатков необходимо выучить. Все они приведены в таблице. кислота название кислоты кислотный остаток название кислотного остатка HNO3 азотная NO3 нитрат HNO2 азотистая NO2 нитрит H3BO3 борная BO3 борат HBr бромистоводородная Br бромид HI иодистоводородная I иодид H2SiO3 кремниевая SiO3 силикат HMnO4 марганцевая MnO4 перманганат H3PO4 фосфорная PO4 фосфат H2S сероводородная S сульфид H2SO4 серная SO4 сульфат H2SO3 сернистая SO3 сульфит H2CO3 угольная CO3 карбонат HF фтористоводородная, или пла́виковая F фторид HCl хлористоводородная, или соля́ная Cl хлорид H2CrO4 хромовая CrO4 хромат H2Cr2O7 дихромовая Cr2O7 дихромат HCN цианистоводородная, или сини́льная CN цианид
12	Самые внимательные наверняка заметили, что у кислотных остатков, не содержащих атомов кислорода, названия оканчиваются буквой «д», в то время как у остальных — буквой «т». Источник Названия некоторых кислот и их кислотных остатков Кислота Кислотный остаток Формула Название Формула Название HBr бромоводородная Br – бромид HBrO3 бромноватая BrO3 – бромат HCN циановодородная (синильная) CN – цианид HCl хлороводородная (соляная) Cl – хлорид HClO хлорноватистая ClO – гипохлорит HClO2 хлористая ClO2 – хлорит HClO3 хлорноватая ClO3 – хлорат HClO4 хлорная ClO4 – перхлорат H2CO3 угольная HCO3 – гидрокарбонат CO3 2– карбонат H2C2O4 щавелевая C2O4 2– оксалат CH3COOH уксусная CH3COO – ацетат H2CrO4 хромовая CrO4 2– хромат H2Cr2O7 дихромовая Cr2O7 2– дихромат HF фтороводородная (плавиковая) F – фторид HI иодоводородная I – иодид HIO3 иодноватая IO3 – иодат H2MnO4 марганцовистая MnO4 2– манганат HMnO4 марганцовая MnO4 – перманганат HNO2 азотистая NO2 – нитрит HNO3 азотная NO3 – нитрат H3PO3 фосфористая PO3 3– фосфит H3PO4 фосфорная PO4 3– фосфат HSCN тиоциановодородная (роданистая) SCN – тиоцианат (роданид) H2S сероводородная S 2– сульфид H2SO3 сернистая SO3 2– сульфит H2SO4 серная SO4 2– сульфат Приставки, наиболее часто употребляемые в названиях Число Приставка Число Приставка моно- окта- ди- или би- нона- три- дека- тетра- 0,1 деци- (д-) пента- 0,01 санти- (с-) гекса- 10 –3 милли- (м-) гепта- 10 –6 микро- (мк-) Интерполяция справочных величин Иногда необходимо узнать величину плотности или концентрации, не указанную в справочных таблицах. Искомый параметр можно найти методом интерполяции. Пример %, Содержание Общие рекомендации для изучения курса. …….…………. 4 1. Основные понятия титриметрических методов анализа……. 7 2. Методы и способы титрования………………………. ……. 9 3. Вычисление молярной массы эквивалентов.…………………16 4. Способы выражения количественного состава растворов 4.1. Решение типовых задач на способы выражения количественного состава растворов……………….……25 4.1.1. Расчет концентрации раствора по известным массе и объему раствора………………………………………..26 4.1.1.1. Задачи для самостоятельного решения. 29 4.1.2. Пересчет одной концентрации в другую………. 30 4.1.2.1. Задачи для самостоятельного решения. 34 5. Способы приготовления растворов…………………………. 36 5.1. Решение типовых задач на приготовление растворов 5.2. Задачи для самостоятельного решения………………….48 6. Расчет результатов титриметрического анализа………. 51 6.1. Расчет результатов прямого и заместительного 6.2. Расчет результатов обратного титрования……………. 56 7. Метод нейтрализации (кислотно-основное титрование)……59 7.1. Примеры решения типовых задач…. …………………..68 7.1.1. Прямое и заместительное титрование……………68 7.1.1.1. Задачи для самостоятельного решения…73 7.1.2. Обратное титрование……………………………..76 7.1.2.1. Задачи для самостоятельного решения…77 8. Метод окисления-восстановления (редоксиметрия)………. 80 8.1. Задачи для самостоятельного решения………………….89 8.1.1. Окислительно-восстановительные реакции……..89 8.1.2. Расчет результатов титрования…………………. 90 8.1.2.1. Заместительное титрование……………. 90 8.1.2.2. Прямое и обратное титрование…………..92 9. Метод комплексообразования; комплексонометрия…. 94 9.1. Примеры решения типовых задач……………………. 102 9.2. Задачи для самостоятельного решения………………. 104 10. Метод осаждения………………………………………. 106 10.1. Примеры решения типовых задач…………………….110 10.2. Задачи для самостоятельного решения……………….114 11. Индивидуальные задания по титриметрическим 11.1. План выполнения индивидуального задания………. 117 11.2. Варианты индивидуальных заданий………………….123 Список рекомендуемой литературы……………………………126 Источник ← Как оборудовать место для ночлега собаки своими руками: практическое руководство посадить пихту на участке примета → Вам также понравится как можно скрутить сотовый поликарбонат 29.06.202329.06.2023 admin 0 Как надувать шины у машины 29.06.202329.06.2023 admin 0 диета при мышиной лихорадке что можно кушать а что нельзя таблица 29.06.202329.06.2023 admin 0 Добавить комментарий Отменить ответ Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены * Комментарий * Имя * Email * Сохранить моё имя, email и адрес сайта в этом браузере для последующих моих комментариев.