Методические указания к лабораторнопрактическим занятиям и самостоятельной работе по химии сибирский государственный

• Название: Методические указания к лабораторнопрактическим занятиям и самостоятельной работе по химии сибирский государственный
• Анкор: Osnovnye_klassy_neorganicheskikh_soedineny.pdf
• Дата: 15.01.2018
• Размер: 463.82 Kb.
• Имя файла: Osnovnye_klassy_neorganicheskikh_soedineny.pdf
• Тип: Методические указания; #14048
• страница: 1 из 3

НОВОСИБИРСК ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ
Методические указания к лабораторно-практическим
занятиям и самостоятельной работе по химии
СИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ
УНИВЕРСИТЕТ ПУТЕЙ СООБЩЕНИЯ
54
Н624
Е.И. НИКИТИНА

УДК 546(076.5)
Н624
Н и кит и на Е.И. Основные классы неорганических соединений Метод. указ. к лабораторно-практическим занятиями самостоятельной работе по химии. — Новосибирск Изд-во
СГУПСа, 2010. — 36 с.
В методических указаниях рассмотрены вопросы классификации и номенклатуры химических веществ. Представлены основные классы неорганических соединений, для каждого класса описаны основные способы получения и химические свойства веществ. Для закрепления изучаемого материала и приобретения практических навыков предлагаются контрольные вопросы,
задания для самостоятельной работы и лабораторная работа.
Предназначены для студентов инженерно-технических специальностей дневного и заочного отделений.
Рассмотрены и рекомендованы к изданию на заседании кафедры
«Химия».
О т в е т ст вен н ы й редактор др хим. наук, проф. С.А. Кутолин
Р е цензе н т канд. хим. наук, доц. кафедры Химия НГТУ
О.В. Андрюшкова

Никитина Е.И., Сибирский государственный университет путей сообщения, 2010

3
ВВЕДЕНИЕ
Число известных к настоящему времени веществ — более десяти миллионов (из них — несколько сот тысяч неорганических, поэтому очень важна классификация химических соединений. Под классификацией понимают объединение разнообразных и многочисленных соединений в определенные группы или классы, обладающие сходными свойствами. Классификация тесно связана с проблемой номенклатуры, те. системой названий этих веществ. Как классификация, таки номенклатура химических соединений складывались на протяжении столетий, поэтому они не всегда являются логичными и отражают исторический путь развития науки.
Номенклатура неорганических веществ, состоящая из формул и названий, является важной информационной областью неорганической химии. В современной химии используется несколько видов номенклатуры международная систематическая номенклатура ИЮПАК (IUPAC — Международный союз теоретической и прикладной химии номенклатура, разработанная Ассоциацией научного образования (ASE); исторически сложившиеся тривиальная и рациональная номенклатуры.
Современная номенклатура включает в себя как систематические названия, построенные по общим правилам, таки широко используемые традиционные названия, которые отшлифовыва- лись в течение долгого времени.
Все вещества делятся на простые (элементарные) и сложные.
Простые вещества состоят из одного элемента, в состав сложных

входит два или более элементов. Простые вещества, в свою очередь, разделяются на металлы и неметаллы.
Металлыотличаются характерным металлическим блеском, ковкостью, тягучестью, могут прокатываться в листы или вытягиваться в проволоку, обладают хорошей теплопроводностью и электрической проводимостью. При комнатной температуре все металлы (кроме ртути) находятся в твердом состоянии.
Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском,
хрупки, очень плохо проводят теплоту и электричество. Некоторые из них при обычных условиях газообразны.
Сложные вещества делят на органические, неорганические и элементоорганические.
Неорганические вещества разделяются на классы либо по составу (двухэлементные, или бинарные и многоэлементные соединения кислородсодержащие, азотсодержащие и т.п.), либо по химическим свойствам, те. по функциональным признакам
(кислотно-основным, окислительно-восстановительным и т.д.),
которые эти вещества осуществляют в химических реакциях.
Из бинарных соединений наиболее известны оксиды. Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды — вещества, содержащие гидроксогруппы ОН. Некоторые из них (основные гидроксиды) проявляют свойства оснований и т.п.; другие (кислотные гидроксиды)
проявляют свойства кислот — HNO
3
, H
3
PO
4
и другие амфотерные гидроксиды способны в зависимости от условий проявлять как основные, таки кислотные свойства — Zn(OH)
2
, Al(OH)
3
и т.п.
К важнейшим классам неорганических многоэлементных соединений, выделяемым по функциональным признакам, относятся кислоты, основания и соли. Таким образом, каждый класс объединяет вещества, сходные по составу и свойствам (рис. 1).

5
1. ОКСИДЫ
Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления Общая формула оксидов Э
m
О
n
, где Э — элемент, m и n количество атомов данного элемента и кислорода. В оксидах кислород присоединяется только к атомам других элементов, Mg=O, O=C=O, О=Аl—О—Аl=О и др.).
За небольшим исключением (He, Ne и Ar), большинство известных химических элементов образуют соединения скисло- родом, те. образуют оксиды, которые в обычных условиях бывают в твердом, реже — в жидком и газообразном состояниях. Классификация и номенклатура оксидов
По химическим свойствам все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие.
Несолеобразующие оксиды, как видно из их названия, неспособны взаимодействовать с кислотами или основаниями с образованием солей. К ним относятся N
2
O, NO, SiO, CO и некоторые другие оксиды.
Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.
Рис. 1. Важнейшие классы неорганических веществ

6
Основныминазывают оксиды, взаимодействующие с кислотами (или с кислотными оксидами) с образованием солей. Основными могут быть оксиды только типичных металлов Na
2
O, K
2
O,
CaO, SrO и др. Присоединяя (непосредственно или косвенно)
воду, основные оксиды образуют основания.
Кислотными называют оксиды, взаимодействующие с основаниями (или с основными оксидами) с образованием солей.
Присоединяя (непосредственно или косвенно) воду, кислотные оксиды образуют кислоты. Кислотные оксиды образуют неметаллы, а также некоторые металлы,
находящиеся в высокой степени окисления (+5 и выше, например. Оксид кремния (IV) SiO
2
— тоже кислотный оксид, хотя он не взаимодействует с водой, ему соответствует кремниевая кислота H
2
SiO
3
, которую можно получить из косвенным путем. Один из способов получения кислотных оксидов — отнятие воды от соответствующих кислот, поэтому кислотные оксиды иногда называют ангидридами кислот.
Амфотерными называются оксиды, образующие соли при взаимодействии как с кислотами (кислотными оксидами, таки с основаниями (основными оксидами. Амфотерными, в большинстве своем, являются оксиды металлов со степенями окисления, значительно реже со степенью окисления +2. Амфотерные оксиды сочетают в себе свойства и основных и кислотных оксидов, а соответствующие им гидроксиды также являются амфотерными. Следует отметить, что все амфотерные оксиды вводе практически нерастворимы, поэтому амфотерные гидроксиды можно получить только косвенным путем. Наиболее известными амфотерными оксидами являются ZnO, BeO, SnO, PbO,
Al
2
O
3
, Cr
2
O
3
и др.
Среди соединений элементов с кислородом существуют вещества, которые к оксидам можно отнести только по составу, а построению и свойствам к солям. К таким веществам относятся пероксиды металлов, в которых степень окисления кислорода равна –1. В отличие от оксидов, в пероксидах атомы кислорода непосредственно соединяются друг с другом) — пероксид водорода) — пероксид натрия

7
O
CaO
2
Ca
— пероксид кальция.
O
По своей природе пероксиды представляют собой соли очень слабой кислоты — пероксида (перекиси) водорода Н
2
О
2
Номенклатура химических соединений элемента с кислородом развивалась и складывалась по мере накопления фактического материала. Сначала, пока количество соединений было невелико, широко использовались тривиальные названия, специфические для каждого соединения, не отражающие состава,
строения и свойства вещества, — сурик, глет, жженая магнезия,
железная окалина, веселящий газ, белый мышьяк (Pb
3
O
4
, PbO,
MgO, Fe
3
O
4
, N
2
O, As
2
O
3
соответственно. На смену такой номенклатуре пришла полусистематическая — стали указывать количество атомов кислорода, появились термины закись, окись;
ангидрид.
В настоящее время существуют две номенклатуры — русская и международная. Согласно русской номенклатуре, если элемент проявляет только одну степень окисления, то его соединение с кислородом, независимо от состава, называют окисью (K
2
O окись калия, CaO — окись кальция, АО — окись алюминия).
Если элемент проявляет переменную степень окисления, то его соединение с кислородом, отвечающее низшей степени окисления элемента, называют закисью, например, Cu
2
O — закись меди, FeO — закись железа, MnO — закись марганца. При образовании элементом (Э) нескольких соединений с кислородом для их наименования к слову окись прибавляется приставка из русских числительных, которые означают число атомов кислорода, приходящееся на один атом элемента. Например:
Э
2
О — полуокись; ЭО — одноокись; Э
2
О
3
— полутораокись; ЭО
2
— двуокись Э
2
О
5
— полупятиокись; ЭО
3
— трехокись Э
2
О
7
—
полусемиокись; ЭО
4
— четырехокись. Кислотные и некоторые амфотерные окислы иногда называют ангидридами соответствующих кислот, в случае, если неметалл образует два ангидрида,
то названия отличаются суффиксами в зависимости от степени окисления неметалла низшая — суффикс ист, высшая — н

Например
2 4
O
S

— сернистый ангидрид,
3 6
O
S

— серный ангид- рид.
По международной номенклатуре ИЮПАК кислородные соединения элемента называют оксидами (K
2
O — оксид калия — оксид натрия. Для обозначения состава оксидов элементов с переменной степенью окисления возможно либо использовать префиксы, образованные от греческих числительных, либо указывать степень окисления элемента римскими цифрами (система Штока. Например N
2
O (I) — оксид диазота или оксид азота (I); NO (II) — монооксид азота или оксид азота (II);
NO
2
(IV) — диоксид азота или оксид азота (IV), N
2
O
5
(V) —
пентаоксид диазота или оксид азота (V).
1.2. Химические свойства и способы получения оксидов
Деление солеобразующих оксидов на основные, кислотные и амфотерные обусловлено различием в их химических свойствах. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами (a) и кислотными оксидами (б) CuO + H
2
SO
4
= CuSO
4
+ H
2
O; Na
2
O + 2HCl = 2NaCl + б) 3K
2
O + P
2
O
5
= 2K
3
PO
4
; CaO + CO
2
= CaCO
3 2. Основные оксиды, образованные щелочными и щелочноземельными металлами, при взаимодействии с водой образуют растворимые основания — щелочи + H
2
O = 2NaOH;
CaO + H
2
O = Взаимодействие сопровождается выделением большого количества тепла. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями (аи основными оксидами баб+ CaO = CaCO
3
;
SiO
2
+ CaO = CaSiO
3 4. Все кислотные оксиды, кроме оксида кремния (IV) взаимодействуют с водой с образованием кислот + H
2
O = H
2
SO
4
;

9
CO
2
+ H
2
O = H
2
CO
3
;
N
2
O
5
+ H
2
O = 2HNO
3 5. Амфотерные оксиды, сочетая в себе свойства основных и кислотных оксидов, взаимодействуют и с кислотами (аи со щелочами баб алюминат натрия + 2KOH =
T
K
2
ZnO
2
+ H
2
O.
цинкат калия. Амфотерные оксиды при нагревании могут взаимодействовать с кислотными и основными оксидами с образованием солей + 3SO
3
=
T
Cr
2
(SO
4
)
3
;
SnO + Na
2
O =
T
Основных способов получения оксидов несколько. Окисление простого вещества кислородом + O
2
= 2Li
2
O; 2Cu + O
2
=
T
2CuO;
S + O
2
=
T
SO
2 2. Термическое разложение оснований (а, кислородсодержащих кислот (б) и их солей (в):
а) Cu(OH)
2
=
T
CuO + H
2
O; Mg(OH)
2
=
T
MgO + б) H
2
SO
3
=
T
SO
2
+ H
2
O; 4HNO
3
=
T
4NO
2

+ 2H
2
O +некоторые кислоты разлагаются даже при низких температурах:
Н
2
СО
3
= НО + СО
2

);
в) СаСО
3
=
T
СаО + СО С =
T
2CuO + 4NO
2

+ O
2

3. Горение сложных веществ:
2Н
2
S + 3O
2
=
T
2SO
2
+ 2H
2
O;
СН
4
+ О =
T
СО + НО. Взаимодействие кислот, обладающих окислительными свойствами, с металлами и неметаллами. Например, концентрированная серная кислота при действии восстановителей образует оксиды, в которых сера проявляет более низкую степень окисления, чем в кислоте:
Сu + 2 4
6 2
O
S
Н

(конц.)
= CuSO
4
+
2 4
O
S


+ С + 2 4
6 2
O
S
Н

(конц.)
= СО+ 2 2
4
O
S


+ 2H
2
O.

10
2. ОСНОВАНИЯ
С точки зрения теории электролитической диссоциации основания (основные гидроксиды) — это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов — гидроксид- ионы ОН. Общая формула оснований — М(ОН)
n
. При графическом изображении формул оснований следует помнить, что атом кислорода одной валентной связью соединен с атомом водорода, а другой — с атомом металла (или группой атомов KOH
Ba(OH)
2
Fe(OH)
3
OH
OH
K—O—H
Ba
Fe —OH
OH
OH
2.1. Классификация и номенклатура оснований
По агрегатному состоянию все основания представляют собой твердые вещества различного цвета основания, образованные щелочными и щелочноземельными металлами — белые гидроксиды многих металлов окрашены (Cu(OH)
2
— голубой — бурый, Ni(OH)
2
— зеленый).
По растворимости вводе все основания делятся на растворимые и нерастворимые. К растворимым вводе основаниям относятся гидроксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba) — их называют щелочами и гидроксид аммония (NH
4
OH). Среди щелочей хуже других растворяются вводе и Ca(OH)
2
. Гидроксиды остальных металлов практически нерастворимы вводе и др.
С позиций протонной теории кислот и оснований к основаниям относятся вещества, способные присоединять ионы водорода,
т.е. быть акцепторами протонов. В зависимости от числа протонов, которые может присоединить основание, различают одно-
кислотные основания LiOH, KOH, NaOH и т.п.; двухкислот-
ные: Ba(OH)
2
, Fe(OH)
2
и т.п.; трехкислотные: Fe(OH)
3
,
Bi(OH)
3
. Двух- и трехкислотные основания называются много-
кислотными основаниями. Кислотность также можно определить по количеству гидроксид-ионов в молекуле основания

По силе диссоциации основания делятся на сильные и слабые;
к сильным основаниям относятся все щелочи, вводных растворах они полностью диссоциируют на ионы  Na
+
+ OH
–
;
Ba(OH)
2
 Ba
2+
+ Все нерастворимые вводе основания (а также являются слабыми основаниями, они диссоциируют обратимо

NH + Для слабых многокислотных оснований характерна обратимая и ступенчатая диссоциация например, диссоциация я ступень CuOH
+
+ я ступень Cu
2+
+Степень диссоциации по второй ступени значительно меньше,
чем по первой.
Названия оснований согласно международной номенклатуре составляются из слова гидроксид и названия металла в родительном падеже. Например NaOH гидроксид натрия — гидроксид бария Ca(OH)
2
— гидроксид кальция.
Если металл имеет переменную валентность, он может образовывать несколько оснований. В названии каждого из них указывается римскими цифрами в скобках валентность металла. Например гидроксид железа (II); Fe(OH)
3
— гидроксид железа (Согласно русской номенклатуре названия оснований образуют с помощью слова гидрат или приставки гидро-, добавляя название соответствующего окисла. Например Fe(OH)
2
— гидрат закиси железа Fe(OH)
3
— гидрат окиси железа Са(ОН)
2
гидроокись кальция.
Для некоторых оснований иногда применяют традиционные русские названия. Например, гидроксид натрия NaOH называют едкий натр гидроксид калия КОН — едкое кали гидроксид кальция Са(ОН)
2
— гашеная известь гидроксид бария
Ва(ОН)
2
— едкий барит. Химические свойства и способы получения оснований
Основания диссоциируют вводных растворах с образованием гидроксид-ионов ОН, которые обуславливают их общие химические свойства

12
1. Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов
(табл. Таблица Важнейшие индикаторы. Общим свойством растворимых и нерастворимых оснований является их способность взаимодействовать с кислотами с образованием соответствующей соли и воды — реакция нейтрализации. Растворимые вводе основания — щелочи взаимодействуют с кислотными (аи амфотерными (б) оксидами:
а) 2NaOH + CO
2
= Na
2
CO
3
+ H
2
O,
6KOH + P
2
O
5
= 2K
3
PO
4
+ били упрощенно 2KOH + Al
2
O
3
= 2KAlO
2
+ H
2
O);
2KOH + ZnO +H
2
O = или упрощенно ZnO + 2KOH = K
2
ZnO
2
+ H
2
O).
4. Растворы щелочей вступают в обменные реакции с растворами солей при условии, что одним из продуктов реакции будет являться либо нерастворимое основание, либо нерастворимая соль + CuSO
4
= Cu(OH)
2

+ K
2
SO
4
;
Ba(OH)
2
+ Na
2
SO
4
= 2NaOH + BaSO
4

5. Растворы щелочей взаимодействуют с кислыми солями с образованием нормальных солей и воды + NaHCO
3
= Na
2
CO
3
+ H
2
O.
6. Растворы щелочей растворяют металлы, оксиды и гидроксиды которых проявляют амфотерные свойства. Металлы,
Цвет индикатора в различных средах Название индикатора в кислой в нейтральной в щелочной Метиловый оранжевый Красный
(рН < 3,1) Оранжевый
(3,1 < рН < 4,4) Желтый
(рН > 4,4) Метиловый красный Красный
(рН < 4,2) Оранжевый
(4,2 < рН < 6,3) Желтый
(рН > 6,3) Фенолфталеин Бесцветный
(рН < 8,0)
Бледно-малиновый
(8,0 < рН < 9,8) Малиновый
(рН > 9,8) Лакмус Красный
(рН < 5,0) Фиолетовый
(5,0 < рН < 8,0) Синий
(рН > 8,0)

образующие амфотерные соединения (Al, Zn, Be и др, являются активными металлами, нос водой не реагируют, так как при обычных условиях на их поверхности образуется тонкая пленка оксида данного металла, предохраняющая его от взаимодействия, однако в растворе щелочи эта пленка растворяется + 2KOH + 3H
2
O = Металл, освобожденный от защитной пленки, взаимодействует с водой, содержащейся в щелочном растворе + H
2
O = Zn(OH)
2
+ Образующийся при этом амфотерный гидроксид растворяется в щелочи + 2NaOH = Na
2
[Zn(OH)
4
].
Cуммарное уравнение протекающих процессов + 2NaOH +2H
2
O = Na
2
[Zn(OH)
4
] + или упрощенно Zn + 2NaOH = Na
2
ZnO
2
+ Аналогично для алюминия + 2KOH + 6H
2
O = 2K[Al(OH)
4
] + или упрощенно 2Al + 2KOH + 2H
2
O = 2KAlO
2
+ 3H
2

).
7. В растворах щелочей некоторые неметаллы диспропорцио- нируют, те. проявляют и окислительные, и восстановительные свойства:
O.
H
O
Сl
Na
Сl
Na
NaOH
2
Сl
2 1
1 0
2






8. Нерастворимые основания подвергаются термической дегидратации +Гидроксиды некоторых металлов разлагаются при обычной температуре = Ag
2
O + H
2
O;
2CuOH = Cu
2
O + H
2
O.
9. Гидроксиды, в которых металлы имеют низкие степени окисления, способны окисляться кислородом воздуха 2
)
OH
(
Fe
4

+ O
2
+ 2H
2
O =
;
)
OH
(
Fe
4 3
3

2 2
)
OH
(
Mn
2

+ O
2
+ 2H
2
O =
)
OH
(
Mn
2 4
4


Основных способов получения оснований несколько. Растворимые вводе основания, те. щелочи, получают при взаимодействии щелочных или щелочноземельных металлов (а)
или их оксидов (б) с водой:
а) 2Na + 2H
2
O = 2NaOH + H
2

; Ca + 2H
2
O = Ca(OH)
2
+ б) Na
2
O + H
2
O = 2NaOH; CaO + H
2
O = Ca(OH)
2 2. Щелочи можно получить электролизом растворов солей,
образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескислородными кислотами электролиз +2H
2
O

2KOH + H
2

+ Cl
2

3. Действием щелочи на растворимую соль можно получить новую соль и новую щелочь + Ba(OH)
2
= BaSO
4

+ 2NaOH.
4. Нерастворимые вводе основания получают, проводя обменные реакции между растворами соответствующих солей и щелочами. КИСЛОТЫ
С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислотами называются вещества, диссоциирующие вводных растворах с образованием катионов водорода и анионов кислотных остатков.
С точки зрения протонной теории, к кислотам относятся вещества, способные отдавать ион водорода, те. быть донорами протонов. Классификация и номенклатура кислот
Общая формула кислот Н
х
Ас, где Ас — кислотный остаток
(от англ. acid — кислотах число атомов водорода, равное валентности кислотного остатка и определяющее основность кислоты.
Например:
HNO
3
— одноосновная кислота — двухосновная кислота — трехосновная кислота

По агрегатному состоянию большинство кислот являются жидкостями (HNO
3
, H
2
SO
4
, HClO
4
и др. Некоторые кислоты представляют собой растворы газов вводе и др. Кислоты H
3
PO
4
, H
3
BO
3
, HIO
4
— твердые вещества.
По растворимости вводе почти все кислоты относятся к хорошо растворимым веществам, которые смешиваются с водой в любых соотношениях (нерастворима вводе кремниевая кислота H
2
SiO
3
), однако степень диссоциации у разных кислот различна. Различают кислоты сильные, которые практически полностью диссоциируют вводных растворах на ионы, например. Слабые кислоты лишь в незначительной степени обратимо диссоциируют вводных растворах, например  H
+
+ NO
2
–
(табл. Таблица Сильные и слабые кислоты
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато с последовательным отщеплением первого, второго и т.д. ионов водорода. Например, диссоциация слабой трехосновной ортофосфорной кислоты происходит в три ступени  H
+
+ (я ступень  H
+
+ (я ступень  H
+
+ (я ступень).
Степень диссоциации резко уменьшается при переходе от первой ступени к последующим.
Растворы сильных кислот характеризуются высокой концентрацией ионов водорода, те. представляют собой сильнокислую среду. Растворы слабых кислот — слабокислотные среды, так как концентрация ионов водорода в них невелика. Важнейшие индикаторы лакмус, метиловый оранжевый, метиловый красный окрашиваются в растворах кислот в красный цвет;
интенсивность окраски зависит от силы кислоты (см. табл. Молекулы кислот, которые являются гидратами кислотных оксидов, содержат атомы кислорода и поэтому относятся к типу
Сильные кислоты
HCl, HBr, HI, HNO
3
, H
2
SO
4
, HClO
3
, HClO
4
, H
2
CrO
4
, HMnO
4
, Слабые кислоты
H
2
S, HCN, HF, H
2
CO
3
, HNO
2
, H
2
SO
3
, H
3
PO
4
, HClO, HClO
2
, Все органические HCOOH, CH
3
COOH и др.

кислородсодержащих кислот (HNO
3
, H
2
SO
4
, H
2
CO
3
и др. Они называются также оксокислотами. Кислоты, которые не являются гидратами кислотных оксидов и не содержат в своем составе атомов кислорода, относятся к бескислородным кислотам. Они представляют собой водные растворы газообразных водородных соединений некоторых неметаллов, например HCl, H
2
S и др.
Строго выполняя правила современной номенклатуры
ИЮПАК, следовало бы упразднить названия кислот и именовать, например, серную кислоту водород сульфатом. Однако такая ломка сложившихся названий кислот сочтена нецелесообразной ив отечественной практике действуют следующие правила составления названий кислот.
Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например CN
–
— циан) суффикс -о- и окончание -водород HCl — хлороводород, H
2
Se — селеноводород сероводород, HCN — циановодород. Водные растворы этих кислот называют соответственно — хлороводородная,
селеноводородная, сероводородная и циановодородная кислота.
Для некоторых бескислородных кислот широко используются тривиальные названия HF — плавиковая HCN — синильная — соляная.
Названия кислотных остатков всех бескислородных кислот имеют одинаковые окончания -ид.
Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия соответствующего элемента с суффиксом -нови редко -ев- и окончанием -ая, если кислотообразующий элемент находится в максимальной степени окисления, соответствующей номеру группы, с добавлением слова кислота. Например азотная кислота H
2
CrO
4
— хромовая кислота — серная кислота H
2
MoO
4
— молибденовая кислота — угольная кислота H
2
SiO
2
— кремниевая кислота.
По мере понижения степени окисления кислотообразующего элемента суффиксы изменяются в следующей последовательности -н, -оват-, -ист, -оватист-. Например, названия кислородсодержащих кислот хлора будут следующие