Формула для расчета титра раствора

Формула для расчета титра раствора

(А – формула растворенного вещества; Растворитель – обычно, H2O)

КОЛЛИГАТИВНЫЕ (собирательные) СВОЙСТВА РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ.

В формулах: индекс (0) – обозначает растворитель; (1) — обозначает растворенное вещество (А).

№1. ЗАКОН РАУЛЯð относительное понижение давления пара растворителя (0) над раствором: DР/Ро = N(1)

= 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 РАУЛЯð Dtзам. = K∙Сm(1); К(Н2О) = 1,86о; tзам.2О) = 0 оС;

ПОНИЖЕНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ ЗАМЕРЗАНИЯ РАСТВОРА: Dtзам. = tзам.(0) — tзам.(раствора);

№3. 2 СЛЕДСТВИЕ ЗАКОНА РАУЛЯð : Dtкип. = Е∙Сm(1); Е(Н2О) = 0,52о; tкип.2О) = 100 оС;

ПОВЫШЕНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ КИПЕНИЯ РАСТВОРА: Dtкип. = tкип.(раствора) — tкип.(0);

№4. ЗАКОН ВАНТ-ГОФФАðОСМОТИЧЕСКОЕ 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 НЕЩЕЛОЧНЫХ металлов, Кв<10-4,

2). слабые КИСЛОТЫ – все за исключением СИЛЬНЫХ кислот , Ка<10-4.

ЭД ВОДЫ — процесс «неохотный»: 2О Û 1 Н+ + 1 ОН ; КН2О = 1,8∙10-16

уравнение ИП воды: +]∙[ОН] = 10-14 ; логарифмическая форма УИП воды: рН + рОН = 14

рН = -lg[Н+]; рОН = -lg[ОН]; 0 £ рН £ 14

КИСЛЫЕ (Н+)-среды (рН<7), НЕЙТРАЛЬНЫЕ2О)- 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 либорН<7, либорН>7. Реакции соли с водой определяются ее концентрацией (Cs) и ионным составом– участвуют только ионы СЛАБЫХ электролитов:

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∙ē¹
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 — толькоВ-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 МеоУМЕНЬШАЕТСЯ, ОКИСЛИТЕЛЬНАЯ активность Меn+ ВОЗРАСТАЕТ →

CЛЕДСТВИЯиз 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 +2О)Þ Н2# +[«комплексная» низшая ОКСО-соль АМФОТЕРНОГО Меn+]

Окисление: Мео + … — n∙ē [«комплексный» анион низшей ОКСО-соли АМФОТЕРНОГО Меn+]

Восстановление: 2H2O + 2∙ē H2# + 2OH

(«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 Ме1м,1 || соль Ме2м,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: (реакции) = Нконечноеначальное 2). ЗДМ(закон действующих масс) или закон Гульдберга-Вааге: V® = k®∙C(A)m∙C(B)n или V® = kр®∙pmгаз)∙pnгаз) (m+n)£3!
o(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  
                                     

ВСПОМОГАТЕЛЬНЫЕ АРИФМЕТИЧЕСКИЕ ВЫЧИСЛЕНИЯ … , ln a, lg a

в последовательности цело.?..ЧИСЛЕННЫХ значений — а= от 1 до 10

аÞ
1,41 1,73 2,23 2,45 2,65 2,82 3,16
ln a 6,69 1,10 1,39 1,61 1,79 1,95 2,08 2,20 2,30
lg a 0,30 0,48 0,60 0,70 0,78 0,85 0,90 0,96
= ∙10х/2 lg(a∙10х) = х + lga
lna=2,3∙lga



Дата добавления: 2015-03-07; просмотров: 3962; Опубликованный материал нарушает авторские права? | Защита персональных данных | ЗАКАЗАТЬ РАБОТУ


Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: Для студентов недели бывают четные, нечетные и зачетные. 9454 | 7442 или читать все…

Читайте также:




Источник: studopedia.ru


Добавить комментарий