Главная страница
Случайная страница
КАТЕГОРИИ:
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника
|
Формулы расчета концентраций растворов
(А – формула растворенного вещества; Растворитель – обычно, H2O)
| НАИМЕНОВАНИЕ,
тип концентрации
| ФОРМУЛА расчета
| числитель
| знаменатель
| РАЗМЕРНОСТЬ
концентрации
|
| Массовая ПРОЦЕНТНАЯконцентрация,
|
|
|
| %
|
| Молярная концентрация (МОЛЯРНОСТЬ),
|
|
|
|
|
| Нормальная концентрация (НОРМАЛЬНОСТЬ),
|
|
|
|
| Моляльная концентрация (МОЛЯЛЬНОСТЬ),
|
|
|
|
|
| МОЛЯРНАЯ (мольная)ДОЛЯ,
|
|
| Сумма числа моль растворенного вещества и
| -
|
| ТИТРраствора,
|
|
|
|
| ФОРМУЛЫ РАСЧЕТА ФАКТОРА ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ =fэ(A)*, для разных веществ в обменных реакциях и в ОВР:
| fэ(A)*
| ОБМЕННЫЕ реакции
| ОВ- реакции
| ОКСИДЫ
| ГИДРОКСИДЫ
| КИСЛОТЫ
| СОЛИ
| 1/+n∙ ē
или
1/-m∙ ē
| Э2Ох
| Ме(ОН)n
| НmА
| МеmАn
|
|
|
|
| | | | | | | | | | | | КОЛЛИГАТИВНЫЕ (собирательные) СВОЙСТВА РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ.
В формулах: индекс (0) – обозначает растворитель; (1) - обозначает растворенное вещество (А).
№1. ЗАКОН РАУЛЯ ð относительное понижение давления пара растворителя (0) над раствором: DР/Ро = N(1)
DР = Ро , (растворителя) – Ро , (раствора); (Ро, Н2О293 К = 2, 34 кПа; Ро, Н2О298 К = 3, 17 кПа; Ро, Н2О303 К = 4, 24 кПа)
№2. 1 СЛЕДСТВИЕ ЗАКОНА РАУЛЯ ð Dtзам. = K∙ Сm(1); К(Н2О) = 1, 86о; tзам.(Н2О) = 0 оС;
ПОНИЖЕНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ ЗАМЕРЗАНИЯ РАСТВОРА: Dtзам. = tзам.(0) - tзам.(раствора);
№3. 2 СЛЕДСТВИЕ ЗАКОНА РАУЛЯ ð: Dtкип. = Е∙ Сm(1); Е(Н2О) = 0, 52о; tкип.(Н2О) = 100 оС;
ПОВЫШЕНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ КИПЕНИЯ РАСТВОРА: Dtкип. = tкип.(раствора) - tкип.(0);
№4. ЗАКОН ВАНТ-ГОФФА ð ОСМОТИЧЕСКОЕ ДАВЛЕНИЕ РАСТВОРА: p = R∙ T∙ CM(1); Т = (t+273) К
В растворах ЭЛЕКТРОЛИТОВ растворенное вещество - (А) обязательно подвержено ЭЛЕКТРОЛИ-ТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ - (ЭД), при которой из каждой его молекулы образуется еще определенное число ионов, за счет которых ВОЗРАСТАЕТ общее количество растворенных частиц.
КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА в растворах ЭЛЕКТРОЛИТОВ превышают в i -раз свойства, рассчитанные по ТЕОРЕТИЧЕСКИМ ЗАКОНАМ №1, №2, №3, №4, которые не учитывают ионный распад молекул.
i = [ a ∙ (к - 1) + 1] - этот коэффициент ПРИНЯТО НАЗЫВАТЬ изотоническим: он показывает превышение числа частиц в растворе электролита (молекулы + ионы) над изначальным их количеством (молекулы).
к - число ионов, образующихся при распаде ОДНОЙ молекулы; a - степень ЭД растворенного электролита:
a = ; 
В обобщенном виде: cв-во (№1, №2, №3, №4)электролит = i∙ cв-во (№1, №2, №3, №4)неэлектролит
ЭД (электролитическая диссоциация) – это распад «молекул» на ИОНЫ (n+ или m-) в расплавах веществ или в их растворах с полярными растворителями. По отношению веществ к состоянию ЭД выделяют:
а) НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – «прочны», не образуют положительные и отрицательные части (AmBn ¹ ® …),
б) плохо, «стадийно» распадаются на катионы и на анионы СЛАБЫЕ электролиты: AmBn Û mAn+ + nBm-,
в) – СИЛЬНЫЕ электролиты, хорошо, «полностью» распадаются на ионы: AmBn Þ mAn+ + nBm-.
НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – это: 1). все ОКСИДЫ 2). все ПРОСТЫЕ вещества, …,;
СИЛЬНЫЕ электролиты – это: 1). все ЩЕЛОЧИ – KOH, Ca(OH)2, …
2). КИСЛОТЫ – HCl, HBr, HI, …, ЭО3(ОН)m – HMnO4, HClO3, …, ЭО2(ОН)m – H2SO4, HNO3, …,
3). почти все СОЛИ;
СЛАБЫЕ электролиты (a< 100%) – это: 1). ГИДРОКСИДЫ любых НЕ ЩЕЛОЧНЫХ металлов, Кв< 10-4,
2). слабые КИСЛОТЫ – все за исключением СИЛЬНЫХ кислот, Ка< 10-4.
ЭД ВОДЫ - процесс «неохотный»: 1Н2О Û 1 Н+ + 1 ОН -; КН2О = 1, 8∙ 10-16
уравнение ИП воды: [Н+]∙ [ОН-] = 10-14; логарифмическая форма УИП воды: рН + рОН = 14
рН = -lg[Н+]; рОН = -lg[ОН-]; 0 £ рН £ 14
КИСЛЫЕ (Н+)- среды (рН< 7), НЕЙТРАЛЬНЫЕ (Н2О)- среды (рН = 7), ЩЕЛОЧНЫЕ (ОН -)-среды (рН> 7).
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ – это разложение ВОДЫ ионами соли, приводящее к нарушению кислотно-щелочной НЕЙТРАЛЬНОСТИ образующегося раствора и возникновению либо рН< 7, либо рН> 7. Реакции соли с водой определяются ее концентрацией (Cs) и ионным составом – участвуют только ионы СЛАБЫХ электролитов:
СОЛЬ ОБРАЗОВАНА
| Кв или Ка
| Ион среды
| рН
| К г =
| h =
| [иона] среды
| Основание
| кислота
| Сильное
| Слабая
| Ка< 10-4
| ОН-
| рН> 7
| =
| =
| [OH-]=
| Слабое
| Сильная
| Кв< 10-4
| Н+
| рН< 7
| =
| =
| [H+]=
| Слабое
| Слабая
| Кв и Ка< 10-4
| ОН- или Н+
| рН³ 7
| =
| -
| -
| Сильное
| Сильная
| КвиКа> 10-4
| -
| рН = 7
| НЕТ ГИДРОЛИЗА
| БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ (смеси) ð а) слаб.кислота+ее соль, б) слаб.основание+его соль, в) «смесь» солей
Уравнения Хассельбаха-Хендерсона: для смесей а) рН = рКа- , для смесей б) рН = 14-рКв+ .
ОВ-реакции – в отличие от простых ОБМЕННЫХ, это реакции, протекающие с изменениями СТЕПЕНЕЙ ОКИСЛЕНИЯ элементов, называемых В-ЛЬ и О-ЛЬ. Электронная теория (Л.В.Писаржевский, 1910 г.):

В-ЛЬ
| ОВ-двойственность
| О-ЛЬ
| С.О.- МИНИМАЛЬНАЯ
| С.О.- ПРОМЕЖУТОЧНАЯ
| С.О.- МАКСИМАЛЬНАЯ
| ¹ +m∙ ē -n∙ ē ®
| +m∙ ē -n∙ ē ®
| +m∙ ē -n∙ ē ¹
| H-
| H20
| H+
| O-2
| O-1
| O20, (F2O+1)
| S-2
| S0, S+4
| S+6
| N-3
| N20, N+1, N+2, N+3, N+4
| N+5
| K0
| -
| K+1
| Cr0
| Cr+2, Cr+3
| Cr+6
| Mn0
| Mn+2, Mn+3, Mn+4, Mn+6
| Mn+7
| Типичные В-ЛИ – это в-ва в МИНИМАЛЬНОЙ или невысоких С.О.: Zn, Na2S, CaC2, H2, …
Типичные О-ЛИ – это в-ва в МАКСИМАЛЬНОЙ или высоких С.О.: K2Cr2O7, Na2CO3, KNO3, O2, Hg2Cl2, …
ПОРЯДОК ПОДБОРА КОЭФФИЦИЕНТОВ в схемах ОВРс использованием МЕТОДОВ:
| 1). ЭЛЕКТРОННЫЙ БАЛАНС
(применим для реакций в неводных средах)
|
| расставитьС.О.ВСЕМ элементам взаимодействующих веществ
|
| составитьэлектронные уравнениядля процессовО-ЯиВ-Я: (± m∙ n ē)
|
| выполнитьЭЛЕКТРОННЫЙ БАЛАНСи выставитькоэффициенты к ЧЕТЫРЕМ веществам ОВР
|
| выставить вПОСЛЕДНЮЮ очередь коэффициент к молекулам ВОДЫ по балансуН-атомов
|
| проверка ПРАВИЛЬНОСТИ выставленных коэффициентов в ОВР ð по балансу О-атомов
| 2). ПОЛУРЕАКЦИИ = ионно-электронный баланс
(отражает ЭД-состояние КАЖДОГО вещества в водном растворе и характер среды в реакции)
|
| указать молекулу реагента, определяющую характер СРЕДЫ (выбрать схему добавления О-атомов)
|
| оценить состояние ЭД каждого вещества и
«разделить» на части молекулы СИЛЬНЫХ электролитов - (/)
|
| составить уравнения полуреакций для процессов В-Я и О-Я
с учетом характера СРЕДЫ и ПОДСКАЗОК
|
| получить ПИУ и КИУ ОВРсложением уравнений полуреакций
с учетом множителей электронного баланса (±m n ē)
|
| (!) - проверить правильность КИУ ОВР по равенству ЗАРЯДОВ его левой и правой частей
|
| перенести КОЭФФИЦИЕНТЫ из КИУ ОВР
к соответствующим веществам в молекулярную «схему» ОВР
|
| (!!) - проверить правильность коэффициентов по числу О-атомов слева и справа в «схеме» ОВР.
Если баланса О-атомов НЕТ:
- отыскать «неучтенные» ИОНЫ в молекулах В-ЛЯ и О-ЛЯ исходной молекулярной «схемы» ОВР,
- составить формулы молекул «недостающих» ПРОДУКТОВ с противоионами СРЕДЫ.
| 
ПОДСКАЗКИ в «схемах» ОВР…(МОГУТ БЫТЬ ПОКАЗАНЫ В ЧИСЛЕ ПРОДУКТОВ, т.е. после знака ↔):
СРЕДА
| ОК-ЛЬ
| Cr2O72-
| MnO41-
| КИСЛАЯ
| Cr3+
| Mn2+
| НЕЙТРАЛЬНАЯ
| ¹
| MnO2¯
| ЩЕЛОЧНАЯ
| ¹
| MnO42-
| СРЕДА
| Н2О2Þ проявляет ОВ-ДВОЙСТВЕННОСТЬ
| Н2О2 Þ ОК-ЛЬ
| Н2О2 Þ В-ЛЬ
| КИСЛАЯ
| Н2О2 + 2Н+ + 2 ē = 2Н2О
| Н2О2 - 2ē = О2 + 2Н+
| НЕЙТРАЛЬНАЯ
| ¹
| ¹
| ЩЕЛОЧНАЯ
| Н2О2 + 2 ē = 2 ОН-
| Н2О2 + 2ОН- - 2ē = О2 + 2Н2О
| ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ - в ЛЮБЫХ реакциях Мео - только В-ЛИ:
Мео + (О-ЛЬ) + СРЕДА Þ …(продукты ОВР)
РЯД АКТИВНОСТИ МЕТАЛЛОВ = ряд напряжений МЕТАЛЛОВ:
| [АКТИВНЫЕ - (а) = Li, …, Mn], [ПОЛУАКТИВНЫЕ - (ср)= Zn, …, Pb],
[H]
[МАЛОАКТИВНЫЕ - (м) = Cu, Hg, Ag], [НЕАКТИВНЫЕ - (н) = …, Au, Pt.]
| → ВОССТАНОВИТЕЛЬНАЯ активность Мео УМЕНЬШАЕТСЯ,
ОКИСЛИТЕЛЬНАЯ активность Меn+ ВОЗРАСТАЕТ →
| CЛЕДСТВИЯ из ряда активности металлов:
1). БОЛЕЕ активные Мео металлы вытесняют катионы МЕНЕЕ активных Меn+ из их соединений,
2). Металлы Мео групп = (а, ср) вытесняют Н2 из КИСЛОТ, в которых Н+ = о-ль (HCl, …H2O, …H2SO4(разб.)),
3). «БЫСТРОТА» и активность вытеснения повышается с удалением взаимодействующих «ПАР»: Ме1, Ме2.
СХЕМЫ взаимодействий металлов Мео групп = (а, ср, м)
с растворами H2SO4(к), HNO3(p), HNO3(к)
| Мео + H2SO4(к) =(to)Þ соль(*) + Н2О +{ H2S→ (a), S→ (ср), SO2→ (м) }
соль(*) –содержит катион Меn+в возможно МИНИМАЛЬНОЙ положительной С.О.
| Мео + HNO3(p) =(to)Þ соль(**) + Н2О +{ NH3→ (a), N2, N2O→ (ср), NO→ (м) }
соль(**) -содержит катион Меn+ в возможно МАКСИМАЛЬНОЙ положительной С.О.
| Мео + HNO3(к) =(to)Þ соль(***) + Н2О +{ N2O→ (а), NO→ (ср), NO2→ (м) }
соль(***) –содержит катион Меn+в максимальной С.О. или представлена кислородсодержащей КИСЛОТОЙ
| НЕАКТИВНЫЕ, или благородные металлы группы = (н) взаимодействуют только с РАСПЛАВАМИ окислителей, а также c горячими РАСТВОРАМИ сильных ОКИСЛИТЕЛЕЙ: F2, O2, H2SeO4, HNO3+3HCl, …
(«АМФОТЕРНЫЙ» металл из групп = (а, ср) в расплаве или крепком растворе какой-либо щелочи)
Мео + ОН- + (Н2О) Þ Н2# + [«комплексная» низшая ОКСО-соль АМФОТЕРНОГО Меn+]
Окисление: Мео + … - n∙ ē → [«комплексный» анион низшей ОКСО-соли АМФОТЕРНОГО Меn+]
Восстановление: 2 H2O + 2∙ ē → H2# + 2 OH-
(«Амфотерный» металл только из групп = (а, ср) в расплаве или крепком растворе какой-либо щелочи)
Физико-химические процессы ЭЛЕКТРОХИМИИ: АНОД = ок-ние (–m∙ ē), КАТОД = восст-ние (+n∙ ē).
Самопроизвольно протекают ОВ-реакции в приборах, генерирующих постоянный электрический ток:
разнообразные ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ, АККУМУЛЯТОРЫ, КОРРОЗИОННЫЕ СИСТЕМЫ.
Вынужденно, под действием тока от внешнего источника - происходят процессы ЭЛЕКТРОЛИЗА веществ.
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ, АККУМУЛЯТОРЫ, …
| ЭЛЕКТРОЛИЗ
| АНОД заряжен ОТРИЦАТЕЛЬНО (А-),
КАТОД заряжен ПОЛОЖИТЕЛЬНО (К+).
| АНОД заряжен ПОЛОЖИТЕЛЬНО (А+),
КАТОД заряжен ОТРИЦАТЕЛЬНО (К-).
| Э/Х-схема: (А-) Ме1 | электролит | Ме2 (К+) или
(А-) Ме1 | соль Ме1, См, 1 || соль Ме2, См, 2 | Ме2 (К+)
| АНОДНЫЕ электроды изготавливаются из БОЛЕЕ активного металла- Ме1 или из металла, который погружен в раствор электролита с МЕНЬШЕЙ концентрацией окисляющего вещества - См.
| Наиболее сильные ОКИСЛИТЕЛИ - катионы из электролита восстанавливаются на катоде; наиболее сильные ВОССТАНОВИТЕЛИ- анионы из электролита окисляются на ИНЕРТНОМ аноде (графит, …);
| Расчет потенциала электрода (ур-ние Нернста):
ЕМеn+, Ме = ЕоМеn+, Ме + 0, 059∙ lg[Men+]/n
| ПРАВИЛА разряда на электродах ГИДРАТИРОВАННЫХ ионов из электролита:
| Е(катод) > Е(анод)
Напряжение на электродах: rЕ = Е(катод) - Е(анод)
| Катод (К-)
| Анод (А+)
| КОРРОЗИЯ металлических изделий:
| НЕЛЬЗЯ восстановить катионы металлов - (а):
Li+, Na+, K+, Rb+, Be2+, Mg2+, Ca2+, Ba2+, Al3+, …
| НЕЛЬЗЯ окислить анионы F- и «кислородных» кислот:
BO33-, PO43-, SO42-, NO3-,
| Анодные участки (-)
| Катодные
участки (+)
| реальный процесс:
| Me - n ē ® Men+
| 1). Кислая среда:
2 Н+ + 2 ē ® Н2
2). Среда кислоты + О2:
4 Н+ + О2 + 4 ē ® 2 Н2О
3). «влажный воздух»:
2 Н2О + О2 + 4 ē ® 4 ОН-
| 2 Н2О + 2 ē ®
→ Н2 + 2 ОН-
| 2 Н2О - 4 ē ® О2 + 4 Н+
| АКТИВНЫЙ анод растворяется сам:
Me - n∙ ē ® Men+
| Закон Фарадея:
m(вещества) = Mэ(вещества)∙ I∙ t/F
| h(вещества) =
| Ag+ + ē ® Ag
| +0, 80 В
| Zn2+ + 2 ē ® Zn
| -0, 76 В
| Cl2 + 2 ē ® 2 Cl-
| +1, 36 В
| O2 + 2 H2O + 4 ē ® 4 OH-
| +0, 40 В
| NO3- + H2O + 2 ē ® NO2- + 2 OH-
| +0, 01 В
| SO42- + 2 H+ + 2 ē ® SO32- + H2O
| +0, 17 В
| O2 + 2 H2O + 4 ē ® 4 OH-
| +0, 40 В
| Cr2O72- + 14 H+ + 6 ē ® 2 Cr3+ + 7 H2O
| +1, 33 В
| Cu2+ + 2 ē ® Cu
| +0, 34 В
| Fe2+ + 2 ē ® Fe
| -0, 44 В
| 2 H+ + 2 ē ® H2
| 0, 00
| 2 H2O + 2 ē ® H2 + 2 OH-
| -0, 83 В
| Sn2+ + 2 ē ® Sn
| -0, 14 В
| MnO4- + 8 H+ + 5 ē ® Mn2+ + 4 H2O
| +1, 51 В
| MnO4- + 2 H2O + 3 ē ® MnO2 + 4 OH-
| +0, 59 В
| MnO4- + ē ® MnO42-
| +0, 54 В
| | | | | | ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
m A + n B = p C + q D
(РАЗРЫВАЮТСЯ связи в молекулах реагентов)Þ (образуются БОЛЕЕ устойчивые молекулы ПРОДУКТОВ)
| ЭНЕРГЕТИКА
«определяет ВОЗМОЖНОСТЬ протекания реакции»
| КИНЕТИКА
«определяет БЫСТРОТУ реализации процесса»
| ПОНЯТИЯ: система, окружающая среда, ±Q, процессы ЭКЗО-термические или ЭНДО-термические, U, H, G, Нf, DНfо, ±DН(реакции), S, Sfo, ±DS(реакции), DGf, DGfo, DG(реакции).
(Численные значения этих величин даны в таблицах)
| ПОНЯТИЯ: «быстрота» = СКОРОСТЬ взаимодействия веществ, V®; V, природа РЕАГЕНТОВ,
концентрации и агрегатные состояния веществ,
Р, Т, катализаторы, ОБРАТИМЫЕ (Û) системы, химическое равновесие и его смещения → и ←.
| 1). закон Лапласа
| Q(реакции) = -DН(реакции)
| 1). уравнение Аррениуса:
| k® или = Z∙ A∙ e-Ea/RT
| 2). закон Гесса
…следствие «ЗГ» №1:
…следствие «ЗГ» №2:
…следствие «ЗГ» №3:
| DН(реакции) = Нконечное-Нначальное
| 2). ЗДМ(закон действующих масс) или закон Гульдберга-Вааге:
| V® = k®∙ C(A)m∙ C(B)n или
V® = kр®∙ pm(Агаз)∙ pn(Вгаз)
(m+n)£ 3!
| DНo(р) = p∙ DНоf(C) +q∙ DНоf(D) -m∙ DНоf(A) -n∙ DНоf(B)
| 3). правило
Вант-Гоффа:
| ; (g=2÷ 4)
| DSo(р) = p∙ Sfо(C) +q∙ Sfо(D) -m∙ Sfо(A) -n∙ Sfо(B)
| 4). дополнительные вещества, влияющие на реакцию в(→) или (←) направлениях
| КАТАЛИЗАТОРЫ – ускоряют; ИНГИБИТОРЫ - замедляют реакцию, меняя ее ЭНЕРГИЮ АКТИВАЦИИ - (Еа).
| DGo(р) = p∙ DGfо(C) +q∙ DGfо(D) -m∙ DGfо(A) -n∙ DGfо(B)
|
| Возможность протекания реакции в заданных Р и Т:
DG(реакции) = (DН(реакции) - Т∙ DS(реакции)) < 0; (ð)
| ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ (Û): V® = V
Равновесные концентрации: [A], [B], [C], [D]
| Взаимосвязь результатов расчетов энергетических и кинетических параметров реакции:
| DG(реакции) = - R∙ T∙ lgKхр
|
| СДВИГИ РАВНОВЕСИЯ (принцип Ле-Шателье-Брауна) «Если на РАВНОВЕСНУЮ систему оказывается внешнее воздействие (DС, DТ, DР), то УСКОРЯЕТСЯ реакция (®) или (), ведущая к УМЕНЬШЕНИЮ этого воздействия»:
1). (DС): УВЕЛИЧЕНИЕ концентраций реагентов, УМЕНЬШЕНИЕ концентраций продуктов ускоряют – (→),
обратные изменения [концентраций веществ] приведут к сдвигу их равновесия ВЛЕВО – (←),
2). (DТ): УВЕЛИЧЕНИЕ температуры в системе (Т) ускоряет ЭНДО-процесс (DН(реакции)> 0)
УМЕНЬШЕНИЕ температуры в системе (Т) ускоряет ЭКЗО-процесс (DН(реакции)< 0)
3). (DР) ð действительно ТОЛЬКО в равновесиях «газообразных» веществ:
увеличение Робщего (газов) Þ приводит к УМЕНЬШЕНИЮ объема - (V(системы))
уменьшение Робщего (газов) Þ приводит к УВЕЛИЧЕНИЮ объема - (V(системы))
|
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.Менделеева
(указаны №, символ, электронное семейство)
ПЕРИОД
| ГРУППА
| I
| II
| III
| IV
| V
| VI
| VII
| VIII
| подгруппа
| а
б
| а
б
| а
б
| а
б
| а
б
| а
б
| а
б
| а
б
| I
| (H), s-
|
|
|
|
|
| 1, H, s-
| 2, He, s-
| II
| 3, Li, s-
| 4, Be, s-
| 5, B, p-
| 6, C, p-
| 7, N, p-
| 8, O, p-
| 9, F, p-
| 10, Ne, p-
| III
| 11, Na, s-
| 12, Mg, s-
| 13, Al, p-
| 14, Si, p-
| 15, P, p-
| 16, S, p-
| 17, Cl, p-
| 18, Ar, p-
| IV
| 19, K, s-
| 20, Ca, s-
| 21, Sc
| 22, Ti
| 23, V
| 24, Cr
| 25, Mn
| Fe, Co, Ni
| 29, Cu
| 30, Zn
| 31, Ga, p-
| 32, Ge, p-
| 33, As, p-
| 34, Se, p-
| 35, Br, p-
| 36, Kr, p-
| V
| 37, Rb, s-
| 38, Sr, s-
| 39, Y
| 40, Zr
| 41, Nb
| 42, Mo
| 43, Tc
| Ru, Rh, Pd
| 47, Ag
| 48, Cd
| 49, In, p-
| 50, Sn, p-
| 51, Sb, p-
| 52, Te, p-
| 53, I, p-
| 54, Xe, p-
| VI
| 55, Cs, s-
| 56, Ba, s-
| 57→ 71, La*
| 72, Hf
| 73, Ta
| 74, W
| 75, Re
| Os, Ir, Pt
| 79, Au
| 80, Hg
| 81, Tl, p-
| 82, Pb, p-
| 83, Bi, p-
| 84, Po, p-
| 85, At, p-
| 86, Rn, p-
| VII
| 87, Fr, s-
| 88, Ra, s-
| 89→ 103, Ac**
| 104, Rf
| 105, Db
| 106, Sg
| 107, Bh
| Hs, Mt, …
|
элементы s-, p- и d -электронных семейств
| «АМФОТЕРНЫЕ» элементы:
Be, Al, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Zn, Ga, Ge, Zr, Nb, Mo, Tc, Sn, Sb, Hf, Ta, W, Re, Au, Pb, Bi, Po,
| ИНЕРТНЫЕ или «благородные газы» - элементы, завершающие текущий период
| Принятые наименования: щелочные, щелочно-земельные, благородные металлы, халькогены, галогены
| *ЛАНТАНОИДЫ - (все 4f - элементы расположены в клеточке №57 = La* внутри периодической таблицы)
Ce
| Pr
| Nd
| Pm
| Sm
| Eu
| Gd
| Tb
| Dy
| Ho
| Er
| Tm
| Yb
| Lu
| **АКТИНОИДЫ - (все 5f - элементы расположены в клеточке №89 = Ac** внутри периодической таблицы)
Th
| Pa
| U
| Np
| Pu
| Am
| Cm
| Bk
| Cf
| Es
| Fm
| Md
| No
| Lr
| кислота
| соли
| | название
| ЭД кислот
| формула
| кислотный остаток
| название аниона
| | КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ кислоты и их соли
| | Азотная
| | HNO3
| NO3-
| Нитрат
| | Азотистая
| слабая
| HNO2
| NO2-
| Нитрит
| | Алюминиевая (мета)
| слабая
| HAlO2
| AlO2-
| Мета-алюминат
| | Бериллиевая
| слабая
| H2BeO2
| BeO22-
| Бериллат
| | Борная (орто)
| слабая
| H3BO3
| BO33-
| Орто-борат
| | Борная (тетра)
| слабая
| H2B4O7
| B4O72-
| Тетраборат
| | Висмутовая
|
| HBiO3
| BiO3-
| Висмутат
| | Железная
|
| H2FeO4
| FeO42-
| Феррат
| | Железистая (мета)
| слабая
| HFeO2
| FeO2-
| Феррит
| | Кремниевая (мета)
| слабая
| H2SiO3
| SiO32-
| Мета-силикат
| | Марганцовая
| | HMnO4
| MnO4-
| Перманганат
| | Марганцовистая
| | H2MnO4
| MnO42-
| Манганат
| | Молибденовая
| | H2MoO4
| MoO42-
| Молибдат
| | Мышьковая (орто)
| слабая
| H3AsO4
| AsO43-
| Орто-арсенат
| | Оловянная (мета)
| слабая
| H2SnO3
| SnO32-
| Мета-станнат
| | Оловянистая
| слабая
| H2SnO2
| SnO22-
| Станнит
| | Селеновая
| | H2SeO4
| SeO42-
| Селенат
| | Свинцовая (мета)
| слабая
| H2PbO3
| PbO32-
| Мета-плюмбат
| | Свинцовистая
| слабая
| H2PbO2
| PbO22-
| Плюмбит
| | Серная
| | H2SO4
| SO42-
| Сульфат
| | Дисерная
|
| H2S2O7
| S2O72-
| Дисульфат
| | Тиосерная
| слабая
| H2S2O3
| S2O32-
| Тио-сульфат
| | Сернистая
| слабая
| H2SO3
| SO32-
| Сульфит
| | Сурьмяная (мета)
| слабая
| HSbO3
| SbO3-
| Мета-антимонат
| | Теллуровая
| | H2TeO4
| TeO42-
| Теллурат
| | Угольная
| слабая
| H2CO3
| CO32-
| Карбонат
| | Муравьиная
| слабая
| HCOOH
| HCOO-
| Формиат
| | Уксусная
| слабая
| CH3COOH
| CH3COO-
| Ацетат
| | Фосфорная (орто)
| слабая
| H3PO4
| PO43-
| Орто-фосфат
| | Фосфорная (мета)
| слабая
| HPO3
| PO3-
| Мета-фосфат
| | Дифосфорная
| слабая
| H4P2O7
| P2O74-
| Дифосфат
| | Фосфористая (мета)
| слабая
| HPO2
| PO2-
| Мета-фосфит
| | Хромовая
| | H2CrO4
| CrO42-
| Хромат
| | Дихромовая
| | H2Cr2O7
| Cr2O72-
| Дихромат
| | Хромистая (мета)
| слабая
| HCrO2
| CrO2-
| Мета-хромит
| | кислоты и соли с атомами CI, Br, I – ПОДОБНЫ
| | Хлорная
| | HClO4
| ClO4-
| Пер-хлорат
| | Хлорноватая
| | HClO3
| ClO3-
| Хлорат
| | Хлористая
| слабая
| HClO2
| ClO2-
| Хлорит
| | Хлорноватистая
| слабая
| HClO
| ClO-
| Гипо-хлорит
| | БЕСКИСЛОРОДНЫЕ кислоты и их соли
| | Фтороводородная
| слабая
| HF
| F-
| Фторид
| | Хлороводородная
| | HCl
| Cl-
| Хлорид
| | Бромоводородная
| | HBr
| Br-
| Бромид
| | Иодоводородная
| | HI
| I-
| Иодид
| | Циановодородная
| слабая
| HCN
| CN-
| Цианид
| | Тиоциановодородная
| слабая
| HSCN
| SCN-
| Тио-цианид
| | Селеноводородная
| слабая
| H2Se
| Se2-
| Селенид
| | Сероводородная
| слабая
| H2S
| S2-
| Сульфид
| | | | | | | | | | | | | | | | | | | | |
|