РАБОЧИЙ ЖУРНАЛ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ ПО ХИМИИ
реклама
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ СТРОИТЕЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ КАФЕДРА ОБЩЕЙ ХИМИИ РАБОЧИЙ ЖУРНАЛ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ ПО ХИМИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ–ЗАОЧНИКОВ ПОЛНОЙ ФОРМЫ ОБУЧЕНИЯ УЧЕБНОГО 201__/201__ ГОДА Студент________________________________________________ Фамилия, Имя, Отчество Специальность_______________ МОСКВА 3 Составитель: профессор, кандидат химических наук Е.М.Мясоедов Под редакцией профессора, доктора химических наук В.И.Сидорова Рабочий журнал предназначен для студентов 1 курса заочной формы обучения МГСУ, изучающих курс химии. К выполнению лабораторных работ допускаются студенты, выполнившие контрольные работы, изучившие правила техники безопасности и расписавшиеся в контрольных листках по ТБ. Результаты, полученные студентом в процессе выполнения лабораторной работы, необходимо занести в рабочий журнал в виде уравнений реакций. В журнале записываются также наблюдения студента при выполнении опытов и выводы, обобщающие результаты проведенных экспериментов. Лабораторные работы, пропущенные студентом, независимо от причины должны быть отработаны студентом в присутствии преподавателя в согласованный срок. Выполненная лабораторная работа подписывается преподавателем в день ее выполнения в графе «работа выполнена». После полного и правильного оформления лабораторной работы и контрольного тестирования по теме работы, преподаватель расписывается в графе «работа защищена». 4 Лабораторная работа № 1 ИССЛЕДОВАНИЕ ЗАВИСИМОСТИ СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ ОТ КОНЦЕНТРАЦИЙ ВЗАИМОДЕЙСТВУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ. ИЗУЧЕНИЕ ИЗМЕНЕНИЯ ПАРАМЕТРОВ СОСТОЯНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ Опыт 1. Качественное измерение скорости реакции серной кислоты с тиосульфатом натрия. Для точного отмеривания объёмов жидкостей (с использованием градуированных бюреток) надо сначала отметить начальный уровень раствора в бюретке с точностью до 0,1 мл, затем отлить в пробирку раствор до установления уровня, превышающего начальный на необходимый объём. Из соответствующих бюреток налейте в одну пробирку раствор тиосульфата натрия Na2S2О3 (объёмом 2,0 мл с массовой долей соли 2%), а в другую – раствор H2SО4 (объёмом 2,0 мл с массовой долей кислоты 2%). Смешайте растворы, сразу энергично встряхните и включите секундомер (или отметьте с точностью до секунд время по часам). Происходящая реакция описывается следующим уравнением: Na2S2О3 + H2SО4 Na2SО4 + SО2 + S + Н2О Образующаяся свободная тонкодисперсная сера, нерастворимая в воде, появляется не сразу, а через 2 – 4 минуты (в зависимости от концентрации и температуры растворов). Её выделение проявляется сначала в виде едва заметного помутнения, которое затем постепенно усиливается. Цель опыта – определить время, прошедшее от момента смешивания растворов до момента появления едва заметного помутнения, по которому можно судить о скорости реакции. Запишите это время (в секундах). 5 Время реакции: _________ с . Рассчитайте величину условной скорости реакции. V 1 ______с–1 . Опыт 2. Исследование зависимости скорости реакции от концентрации одного из взаимодействующих веществ. В три пробирки налейте из бюреток раствор тиосульфата натрия и дистиллированную воду в объёмах, указанных в таблице. Это позволяет получить растворы с различными концентрациями Na2S2O3 , которые будут отличаться друг от друга на треть Затем в три чистые пробирки отмерьте раствор серной кислоты объемом по 2 мл. Добавьте содержимое одной из пробирок с кислотой в первый из растворов с тиосульфатом натрия, после чего сразу же перемешайте смесь и отметьте (с точностью до секунд) время в момент смешивания растворов. Проделайте то же для второго и третьего из растворов с тиосульфатом натрия, и результаты запишите в таблицу. Наблюдайте за растворами в пробирках, и отметьте время в момент появления едва заметного помутнения раствора в каждой из них. Рассчитайте время и условную скорость реакции в каждом из случаев. Объем раствора Na2S2О3 (мл) Объем воды (мл) 1 2 4 2 4 2 3 6 0 № п.п. 6 Время в момент смешивания растворов Время в момент обнаруживания помутнения Время реакции, (с) Условная скорость реакции, 1 V (с-1) На основании результатов опыта составьте график зависимости скорости реакции в условных единицах (с-1) от условной концентрации тиосульфата натрия (мл). Для этого на оси абсцисс отложите число миллилитров раствора тиосульфата натрия, характеризуя этим его концентрацию, на оси ординат – величину условной скорости. Сделайте вывод о зависимости скорости данной реакции от концентрации реагирующих веществ. Напишите уравнения закона действия масс для данной реакции: а) в общем виде: V k __________ __________ , б) для конкретных условий опыта (при постояной концентрации H2SО4): V k __________ График зависимости скорости реакции от концентрации V (с-1) 0 2 4 6 Na2S2O3 (мл) 7 Вывод:_________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ Опыт 3. Исследование изменений параметров состояния химического равновесия при повышении концентраций веществ. С помощью капельниц смешайте в пробирке растворы хлорида железа (III) FеСl3 и роданида калия KSCN ( по 2 – 3 капли каждого раствора). К полученному окрашенному раствору прилейте дистиллированную воду примерно на три четверти объёма пробирки и тщательно перемешайте. В системе устанавливается равновесие, соответствующее уравнению: FеСl3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl Одним из продуктов указанной обратимой реакции является роданид железа (III) – Fe(SCN)3 , имеющий кроваво-красную окраску. Содержимое пробирки разделите приблизительно поровну на четыре части. Одну часть в первой пробирке оставьте в качестве контрольной – для сравнения. Ко второй добавьте 2 – 3 капли раствора FеСl3 , к третей – 2 – 3 капли раствора KSCN, к четвёртой – немного кристаллического хлорида калия KCl . Встряхните пробирки, отметьте изменения в окраске содержимого каждой из пробирок. Запишите свои наблюдения, сравнивая окраску полученных растворов с окраской содержимого контрольной пробирки. Объясните причину изменений окраски, пользуясь принципом Ле-Шателье. ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ 8 № пробирки Добавляемое вещество Наблюдения Изменения концентраций веществ в системе 1 – – – [KSCN] – [Fe(SCN)3] – [KCl] – [FеСl3] – [Fe(SCN)3] – [KCl] – [FеСl3] – [KSCN] – [Fe(SCN)3] – FеСl3 2 KSCN 3 KCl 4 Запишите математическое выражение константы равновесия данной реакции. Kр Фамилия И.О. студента Подпись студента Дата Подпись преподавателя Работа выполнена Работа защищена 9 Лабораторная работа № 2 ИССЛЕДОВАНИЕ ПРОЦЕССОВ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Опыт 1. Исследование подвижности положения химического равновесия при диссоциации слабого электролита. В пробирку налейте раствор гидроксида аммония NH4OH объёмом 1 мл и добавьте 2 – 3 капли раствора фенолфталеина. Полученный окрашенный раствор разбавьте дистиллированной водой до четверти объёма пробирки, перемешайте и примерно половину раствора отлейте в другую пробирку. В одну из пробирок прибавьте немного сухого хлорида аммония и встряхните до полного растворения. Сравните окраску содержимого пробирок. Напишите уравнения диссоциации гидроксида аммония и хлорида аммония. NH4OH _______ + ______ _______ + ______ NH4Cl Объясните изменения в состоянии химического равновесия при диссоциации гидроксида аммония в присутствии хлорида аммония. Напишите выражение константы диссоциации гидроксида аммония. Kд Вывод:_________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ Опыт 2. Исследование направления реакций в растворах электролитов. Используя 10 реактивы, находящиеся на полках лабораторных столов, проведите реакции, в результате которых образуются осадки: а) гидроксида меди (II) Cu(OH)2, б) хромата свинца (II) PbCrO4. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций и отметьте цвета осадков. а) получение Cu(OH)2 Молекулярное уравнение: ________ + ________ ___________ + ________ Полное ионное уравнение: _____ + _____ + ______ + ______ __________ + _______ + _____ Краткое ионное уравнение: _____ + _____ __________ В пробирку с осадком гидроксида меди (II) прилейте соляную кислоту до полного растворения осадка (при перемешивании). Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции: Молекулярное уравнение: ________ + ________ ___________ + ________ Полное ионное уравнение: __________ + ______ + ______ _______ + _______ + ______ Краткое ионное уравнение: __________ + _____ _____+ _______ б) получение PbCrO4 Молекулярное уравнение: 11 ________ + ________ ___________ + ________ Полное ионное уравнение: _____ + _____ + ______ + ______ __________ + _______ + _____ Краткое ионное уравнение: _____ + _____ __________ Сделайте вывод о направлении реакций в растворах электролитов. Вывод:_________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ Опыт 3. Исследование подвижности химического равновесия диссоциации амфотерного электролита при взаимодействии с кислотой и щёлочью в растворе. В пробирку налейте раствор сульфата алюминия Al2(SO4)3 объёмом 5 мл и затем добавьте немного раствора гидроксида натрия NaOH до образования белого студенистого осадка (если образовавшийся осадок сразу растворится, то добавьте немного раствора сульфата алюминия). Запишите уравнение реакции образования амфотерного гидроксида алюминия. Al2(SO4)3 + __NaOH ___________ + ________ Полное ионное уравнение: ____ + ______ + ____ + _____ __________ + _______ + _____ Краткое ионное уравнение: 12 _____ + ______ ___________ Напишите уравнения диссоциации молекул амфотерного гидроксида алюминия по основному и кислотному механизмам. Н Al(OH)3 H3AlO3 ОН … __________________ … __________________ Встряхните содержимое пробирки и перенесите примерно половину его в другую пробирку. В первую пробирку добавьте раствор HСl, во вторую – раствор NаОН до растворения осадков. Напишите уравнения реакций взаимодействия амфотерного гидроксида алюминия с кислотой и щёлочью в молекулярной и ионных формах. Молекулярное уравнение реакции: Al(OH)3 + __HCl ___________ + ________ Полное ионное уравнение: __________ + ______ + ______ _______ + _______ + _____ Краткое ионное уравнение: __________ + ______ ________ + _______ Молекулярное уравнение реакции: Al(OH)3 + __NaOH ___________ + ________ Полное ионное уравнение: 13 ________ + ______ + ______ _______ + _______ + _____ Краткое ионное уравнение: _________ + ______ ________ + _____ Сделайте вывод о свойствах амфотерных электролитов и о направлении их диссоциации в кислой и щелочной средах. Вывод:_________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ _______________________________________________________________________ Опыт 4. Наблюдения окраски индикаторов в различных средах. В три пробирки налейте дистиллированную воду (примерно по 1/4 объёма) и добавьте в каждую по 2 – 3 капли раствора фенолфталеина. Затем в первую пробирку прилейте немного хлороводородной (или серной) кислоты, а во вторую – немного раствора щёлочи (NaOH). Отметьте цвет индикатора в каждой из трёх пробирок и результат наблюдений занесите в таблицу. Проделайте аналогичные испытания для растворов метилоранжа и универсального индикатора. По таблице цветов универсального индикатора определите величину водородного показателя (рН) в разных средах и результаты также занесите в таблицу. Цвет индикатора Среда Нейтральная [H+] = [OH–] Кислая + [H ] [OH–] Щелочная [H+] [OH–] 14 фенолфталеин метилоранж универсальный индикатор Водородный показатель pH Фамилия И.О. студента Подпись студента Дата Подпись преподавателя Работа выполнена Работа защищена 15 Лабораторная работа № 3 ИССЛЕДОВАНИЕ ГИДРОЛИЗА СОЛЕЙ Для выполнения этой работы рекомендуется особенно тщательно вымыть пробирки для опытов и ополоснуть водопроводной, а потом – дистиллированной водой. Опыт 1. Исследование активной реакции растворов солей. В четыре пробирки налейте растворы солей (на 1/4 объема): в первую – ацетата натрия (NaСН3СОО), во вторую – хлорида аммония (NH4Cl), в третью – ацетата аммония (NH4CH3COO) и в четвертую – хлорида натрия (NaCl). Затем в каждую пробирку добавьте по три капли универсального индикатора. Отметьте в таблице окраску индикатора в пробирках, и по цвету универсального индикатора определите величины рН растворов каждой из солей. По величине рН определите характер среды в каждой пробирке. № пробирки Формула соли 1 NaСН3СОО 2 NH4Cl 3 NH4CH3COO 4 NaCl Цвет универсального индикатора Водородный показатель (pH) Характер среды Напишите уравнения реакций гидролиза каждой соли в молекулярной и молекулярно-ионных формах. Сделайте вывод о способности солей гидролизоваться в воде. 16 NaСН3СОО + Н2О _____________ + ________ ___________ + _____ + Н2О _______________ +_______ + ______ ___________ + Н2О ___________ + ____ NH4Cl + Н2О _____________ + ________ ___________ + _____ + Н2О _____________ +_______ + ______ ___________ + Н2О ___________ + _____ NH4CH3COO + Н2О _____________ + ________ ___________ + _____ + Н2О ________________ +__________ NaCl + Н2О _____________________ Вывод:_________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ Опыт 2. Изучение гидролиза силиката натрия. В пробирку налейте раствор силиката натрия (Na2SiO3) (на 1/4 объёма) и добавьте 2 – 3 капли раствора фенолфталеина. 17 Напишите уравнения гидролиза силиката натрия по первой ступени, реально происходящего в растворе, в молекулярной и молекулярно-ионной форме, отметьте изменение окраски индикатора. Na2SiO3 + Н2О _____________ + ________ ______ + ________ + Н2О _______ + __________ + ______ ________ + Н2О ___________ + ____ Объясните изменения окраски индикатора. Какая среда возникает в растворе в результате гидролиза этой соли? ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ В другую пробирку на 1/4 объёма налейте раствор хлорида аммония (NH4Cl). Напишите уравнения гидролиза хлорида аммония в молекулярной и молекулярно-ионной формах. NH4Cl + Н2О _____________ + ________ ______ + _____ + Н2О _____________ +_____ + _____ ______ + Н2О __________ + _____ Перелейте раствор силиката натрия в раствор, содержащий хлорид аммония. После смешивания растворов солей ионы Н+ реагируют с ионами ОН–, образуя слабый электролит – воду: Н+ + ОН– Н2О. Концентрации ионов – продуктов гидролиза уменьшаются, и равновесие гидролиза смещается вправо. Гидролиз усиливается, гидролиз силиката натрия идёт до конца: 18 NaHSiO3 + Н2О _____________ + ________ _____ + ________ + Н2О _____________ +_____ + _____ ___________ + Н2О ___________ + ____ Опыт 3. Изучение изменений параметров состояния химического равновесия гидролиза солей при изменении температуры. Налейте в пробирку раствор ацетата натрия (на 1/4 объема) и добавить 2 капли раствора фенолфталеина. Отметьте окраску индикатора. Напишите уравнения гидролиза ацетата натрия. СН3СООNa + Н2О _____________ + ________ ___________ + _____ + Н2О _____________ +_______ + ______ ___________ + Н2О ____________ + _____ Нагрейте пробирку на водяной бане. Как изменяется окраска индикатора? Почему? Охладите пробирку водопроводной водой. Что происходит с окраской раствора? Как влияет изменение температуры на равновесие гидролиза? Что происходит со степенью гидролиза при нагревании? Запишите ответы на вопросы и вывод. ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ 19 Вывод:_________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ Фамилия И.О. студента Работа выполнена (защищена) Работа защищена 20 Подпись студента Дата Подпись преподавателя Лабораторная работа №4 ИССЛЕДОВАНИЕ РЕАКЦИЙ ОКИСЛЕНИЯ–ВОССТАНОВЛЕНИЯ Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах. Налейте в три пробирки раствор перманганата калия объёмом по 1 – 2 мл в каждую. Затем в первую добавьте раствор серной кислоты (2 – 3 мл), во вторую – ничего, а в третью – раствор гидроксида натрия объёмом примерно 2 – 3 мл. Во все три пробирки прилейте раствор сульфита натрия до появления видимых изменений в окраске растворов. Отметьте эти изменения. Расставьте коэффициенты в уравнениях происходящих реакций методами электронного и электронно–ионного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. В кислой среде Метод электронного баланса __KMnО4 + __Na2SO3 + __H2SO4 __MnSO4 + __ Na2SO4 + __ K 2SO4 + __H2O _____ – __ e _____ ___ _____ + __ e _____ ___ + _______________ _______________ e В нейтральной среде Метод электронного баланса __KMnО4 + __Na2SO3 + __H2O __MnO2 + __Na2SO4 + __KOH _____ – __ e _____ ___ _____ + __ e _____ ___ + _______________ _______________ e В щелочной среде Метод электронного баланса 21 __KMnО4 + __Na2SO3 + __NaOH __Na2MnO4 + __K2SO4 + __H2O _____ – __ e _____ ___ _____ + __ e _____ ___ + _______________ _______________ e Образующийся в щелочной среде манганат Na2MnО4, окрашивающий раствор в зелёный цвет, быстро разлагается (диспропорционирует) на MnO2 и NaMnO4: __Na2MnО4 + __H2O __NaMnO4 + __MnO2 +__NaOH Метод электронного баланса _____ – __ e _____ ___ _____ + __ e _____ ___ + _______________ _______________ Вывод__________________________________________________________________ e ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ Опыт 2. Окисление гидроксида железа (II) на воздухе. Прилейте к раствору сульфата железа (II) объёмом 2 – 3 мл раствор гидроксида натрия равного объёма. Отметьте цвет образующегося осадка, напишите уравнение реакции. FeSO4 + __NaOH ____________________ Полученный осадок отфильтруйте на бумажном фильтре и наблюдайте изменение цвета осадка на фильтре вследствие окисления влажного гидроксида железа (II) кислородом воздуха в гидроксид железа (III). 22 Расставьте коэффициенты в уравнении происходящей реакции методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. __Fe(OH)2 + __O2 + __H2O __Fe(OH)3 _____ – __ e _____ ___ _____ + __ e _____ ___ + _______________ _______________ e Вывод__________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ Фамилия И.О. студента Подпись студента Дата Подпись преподавателя Работа выполнена Работа защищена 23 Лабораторная работа №5. ИССЛЕДОВАНИЕ ХИМИЧЕСКИХ СВОЙСТВ МЕТАЛЛОВ Опыт 1. Взаимодействие металлов с солями других металлов в водном растворе. Поместите образец железа (очищенный стальной гвоздь) в пробирку и прилейте водный раствор сульфата меди (II) объёмом 2 – 3 мл. Через 5 – 10 минут слейте раствор и рассмотрите поверхность образца. Отметьте изменения на поверхности. Расставьте коэффициенты в уравнении происходящей реакции методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. Fe + CuSO4 _______________ _____ – __ e _____ ___ _____ + __ e _____ ___ + _______________ _______________ e Вывод__________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ Опыт 2. Взаимодействие металлов с разбавленными кислотами. Поместите в одну пробирку небольшой образец алюминия, в другую – образец меди. Добавьте в каждую пробирку разбавленную хлороводородную (соляную) кислоту объёмом 1 – 2 мл. В какой пробирке идёт реакция? Запишите уравнение происходящий реакции, расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. 24 Al + HCl _____________________ _____ – __ e _____ ___ _____ + __ e _____ ___ + _______________ _______________ e Cu + HCl Отметьте, что Вывод__________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ Опыт 3. Взаимодействие металлов с концентрированными серной и азотной кислотами (опыт выполняется в вытяжном шкафу). Налейте в две пробирки концентрированную азотную кислоту объёмом 1 – 2 мл в каждую. В одну из пробирок опустите гранулу цинка, в другую – обрезок медной проволоки. Что наблюдается? Запишите уравнения реакций при взаимодействии цинка и меди с концентрированной азотной кислотой. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. Zn + HNO3(к) _____________________________ _____ – __ e _____ ___ _____ + __ e _____ ___ + _______________ _______________ e 25 Cu + HNO3(к) _____________________________ _____ – __ e _____ ___ _____ + __ e _____ ___ + _______________ _______________ e Не выполняя практически, запишите уравнения реакций взаимодействия концентрированной серной кислоты с цинком и медью. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. Zn + H2SO4(к) _____________________________ _____ – __ e _____ ___ _____ + __ e _____ ___ + _______________ _______________ e Cu + H2SO4(к) _____________________________ _____ – __ e _____ ___ _____ + __ e _____ ___ + _______________ _______________ e Вывод__________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ Опыт 4. Взаимодействие алюминия с водным раствором щёлочи. Поместите в две пробирки образцы алюминия и прилейте в одну из них воду, а в другую – водный раствор гидроксида натрия объёмом 1 – 2 мл. Что 26 наблюдается в каждой пробирке? Запишите уравнения происходящих реакций. Расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно–восстановительных реакций методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. Обратите внимание, что сначала происходит растворение защитной оксидной плёнки на поверхности металлического алюминия в присутствии NaOH (Al2O3 – амфотерный оксид): NaOH + Al2O3 _______________________ Лишённый защитной плёнки активный алюминий реагирует с водой: Al + H2O _____________________ _____ – __ e _____ ___ _____ + __ e _____ ___ (1) + _______________ _______________ e Образующийся амфотерный гидроксид алюминия Al(OH)3 = H3AlO3 тотчас взаимодействует со щёлочью, образуя растворимую соль: NaOH + H3AlO3 _______________________ (2) Суммируем (1) и (2): 2 Al + NaOH ___________________ HO Вывод__________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ Фамилия И.О. студента Подпись студента Дата Подпись преподавателя Работа выполнена Работа защищена 27 Названия распространенных кислот и кислотных остатков 28 Кислота Название кислоты Кислотный остаток Название кислотного остатка НAlO2 Метаалюминиевая AlO2– Метаалюминат Н3АsO4 Ортомышьяковая АsO43– Ортоарсенат Н3ВО3 Ортоборная (борная) ВО33– Ортоборат Н2В4О7 Четырёхборная В4О72– Тетраборат НСООН Муравьиная НСОО– Формиат СН3СООН Уксусная СН3СОО– Ацетат HCN Циановодородная CN– Цианид Н2СО3 Угольная СО32– Карбонат Н2С2О4 Щавелевая С2О42– Оксалат НС1 Хлороводородная (соляная) С1– Хлорид НВг Бромоводородная Вг– Бромид HI Иодоводородная I– Иодид НС1О Хлорноватистая С1О– Гипохлорит НClO2 Хлористая ClO2– Хлорит НClO3 Хлорноватая ClO3– Хлорат НС1O4 Хлорная С1O4– Перхлорат НCгО2 Метахромистая CгО2– Метахромит H2CrO4 Хромовая CrO42– Хромат H2Cr2O7 Двухромовая Cr2O72– Дихромат НMnO4 Марганцовая MnO4– Перманганат Н2МnО4 Mарганцовистая МnО42– Манганат НNО2 Азотистая NО2– Нитрит НNО3 Азотная NО3– Нитрат НРО3 Метафосфорная РО3– Метафосфат Н3РO4 Ортофосфорная (фосфорная) РO43– Ортофосфат (фосфат) Н2 S Сероводородная S2– Сульфид НSCN Родановодородная SCN– Роданид Н2SO3 Сернистая SO32– Сульфит Н2SO4 Серная SO42– Сульфат Н2S2О3 Тиосерная S2О32– Тиосульфат Н2SiO3 Кремниевая SiO32– Силикат НVО3 Ванадиевая VО3– Ванадат 29 30
