На что делятся гидроксиды

Урок №44. Гидроксиды. Основания: классификация, номенклатура, получение

Гидроксиды

ОСНОВАНИЯ

NaOH – гидроксид натрия,

KOH – гидроксид калия,

Ca(OH) 2 – гидроксид кальция,

Fe(OH) 3 – гидроксид железа (III),

Ba(OH) 2 – гидроксид бария.

Классификация оснований

Щёлочи – это основания растворимые в воде.

К нерастворимым относят так называемые амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью как кислоты.

Классификация оснований по числу групп ОН:

Физические свойства

Большинство оснований – твёрдые вещества с различной растворимостью в воде.

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОСНОВАНИЙ

1. Металл + H 2 O = ЩЁЛОЧЬ + Н 2 ↑

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

2. ОКСИД МЕТАЛЛА + H 2 O = ЩЁЛОЧЬ

Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH

Здесь, Металл – это щелочной металл (Li, Na, K, Rb, Cs) или щелочноземельный (Ca, Ba, Ra, Sr)

СОЛЬ(р-р) + ЩЁЛОЧЬ = ОСНОВАНИЕ↓ + СОЛЬ

Ме х А у + Ме * (OH) n = Me(OH) у ↓+Ме * х А n

CuSO 4 + 2 NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

ВЫПОЛНИТЕ ЗАДАНИЯ:

№1. Классифицируйте формулы:

№2. Выпишите химические формулы оснований в два отдельных столбика: щёлочи и нерастворимые основания и назовите их : MnO, P 2 O 5 , Ca(OH) 2 , CO, Al(OH) 3 , BeO, Mg(OH) 2 , K 2 O, ZnO, KOH, CrO 3

№3. Приведите по два уравнения реакций получения следующих оснований:

Источник

Гидроксиды: физические свойства, получение, химические свойства

Гидроксиды: физические свойства, получение, химические свойства

Мы с Вами рассмотрели в предыдущих темах оксиды их свойства и получение и теперь плавно переходим к гидроксидам. На проверку знаний свойств гидроксидов нацелено 8 задание ЕГЭ по химии, ну и, конечно, вторая часть заданий ЕГЭ также может содержать хитрые вопросы, требующие знаний специфических реакций и свойств оснований.

Итак, давайте с вами вспоминать, что такое основания в принципе. Основания – это соединения, состоящие из атомов металла, связанных с одной или несколькими гидроксогруппами. (примерами могут служить гидроксид натрия, гидроксид бария, гидроксид железа)

Название основания складывается из слова гидроксид и названия металла в родительном падеже

Физические свойства оснований

Гидроксиды при комнатной температуре представляют собой твердые вещества. Делятся на малорастворимые, нерастворимые и растворимые в воде. Растворимые в воде сильные основания – это щелочи. Обладают мылкостью, разъедают ткани и кожу. Растворимым основанием также является гидроксид аммония.

Получение оснований.

Химические свойства

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды – гидроксиды, проявляющие основные и кислотные свойства. Вступающие в реакцию и с кислотами и с щелочами. Проявление основных свойств выражается в реакциях гидроксидов с кислотами с образованием соли и воды, а проявление кислотных свойств выражается в реакциях с щелочами также с образованием соли и воды.

Амфотерные гидроксиды практически нерастворимы в воде (а это значит, что соответствующие им оксиды с водой не реагируют). Кислотные и основные свойства как правило выражены слабо (нивелируют друг друга). К амфотерным гидроксидам ЭГП относятся гидроксиды бериллия, олова, свинца, алюминия к примеру.

Важное замечание: амфотерные гидроксиды растворимы в растворах щелочей, а это значит, что для получения таких гидроксидов ни в коем случае не берем избыток щелочей. В противном случае у нас в ходе обменной реакции щелочи и соли амфотерный гидроксид попросту растворится.

Мы с вами рассмотрели основные свойства гидроксидов элементов главных подгрупп и общие свойства и получение гидроксидов, а теперь давайте рассмотрим гидроксиды элементов побочных подгрупп.

Титан. Титан в степени окисления +4 в виде гидроксида проявляет амфотерные свойства (есть титановая кислота). Одна из форм титановой кислоты растворяется в щелочи и образует соли титанаты.

Цирконий. Гидроксид четырехвалентного циркония также амфотерен и подобно титану растворяется в щелочи, образуя цирконаты.

Хром. Гидроксид хрома трехвалентный – амфотерный гидроксид имеет соли в катионной форме и в анионной форме. Остальные модификации хрома образуют исключительно анионные формы.

Марганец. Элемент проявляет степени окисления от +2 до + 7 и каждая имеет свои характерные особенности. Так марганец в степени окисления + 2 образует слабое основание, а вот четырехвалентный марганец образует амфотерный гидроксид, образующий соли манганиты. Марганец в других степенях окисления не образует гидроксидов.

Железо. Образует слабое основание – двухвалентный гидроксид железа с признаками амфотерности, но с преобладанием основных свойств. А вот гидроксид железа в трехвалентном состоянии – этотипичное амфотерное соединение с небольшим преобладанием основных свойств.

Медь. Двухвалентный гидроксид меди также проявляет амфотерные свойства и подобно двухвалентному гидроксиду железа основные свойства преобладают над кислотными. Образование купратов возможно только при действии на гидроксид меди концентрированным раствором щелочи.

Цинк. Образует типично амфотерный гидроксид. С растворами кислот образует соль и воду, а с раствором щелочей образует цинкаты.

Надеемся, цель данной статьи послужить вам своеобразной памяткой и шпаргалкой достигнута. Более детальную информацию вы сможете получить уже непосредственно на занятиях с нашими преподавателями и сдать ЕГЭ на 90+. А значит открыть себе путь в любой престижный ВУЗ страны. В следующих статьях мы с вами рассмотрим кислоты и соли, разберем особенности кислородосодержащих кислот, рассмотрим соли различных элементов, познакомимся с частными случаями химических реакций различных солей.

Источник

Основания (гидроксиды). Свойства, получение, применение

Ещё со школы нам известно, что основаниями называют соединения, где атомы металла связаны с одной или несколькими гидроксогруппами — KOH, Ca(OH)₂ и т. п. Однако понятие «основания» на самом деле шире, и существует две теории оснований — протонная (теория Брёнстеда — Лоури) и электронная (теория Льюиса). Основания и кислоты Льюиса мы рассмотрим в отдельной статье, поэтому возьмём определение из теории Брёнстеда (далее в данной статье — только основания Брёнстеда): Основания (гидроксиды) — это вещества или частицы, способные принимать (отщеплять) протон от кислоты. Согласно такому определению, свойства основания зависят от свойств кислоты — например, вода или уксусная кислота ведут себя как основания в присутствии более сильных кислот:

Номенклатура оснований

Названия оснований образуются весьма просто — сначала идёт слово «гидроксид», а затем название металла, который входит в данное основание. Если металл имеет переменную валентность, это отражают в названии.

KOH — гидроксид калия
Ca(OH)₂ — гидроксид кальция
Fe(OH)₂ — гидроксид железа (II)
Fe(OH)₃ — гидроксид железа (III)

Классификация оснований

Основания можно классифицировать по следующим признакам:

Изменение цвета индикаторов:

метиловый оранжевый – желтый

Фенолфталеин придаёт раствору щёлочи малиновую окраску

Источник

Гидроксиды – основные (основания), амфотерные, кислотные (оксокислоты).

В соответствии с преимущественно ионным харак­те­ром химической свя­зи Э-ОН ос­новные гидроксиды (основания) при растворении в воде диссоциируют с обра­зо­ва­ни­ем гид­рок­сид-ионов и катионов, причем, в зависимости от эф­фек­тив­нос­ти (степени) дис­со­циа­ции раз­личают сильные ос­но­ва­ния (NaOH, Ba(OH)₂), дис­со­ци­ирующие практи­чес­ки на­це­ло, основания средней силы (Tl(OH), Mg(OH)₂, Cr(OH)₂) и сла­бые ос­но­вания (Сu(OH), Fe(OH)₂), дис­со­циация которых протекает частично:

Kислоты располагаются в порядке убывания их силы (активности) в так называемом ряду активности кислот:

Сильные Средней силы

Амфотерные гидроксиды в основном плохо растворимы в воде и проявляют как слабые основные, так и кислотные свойс­т­ва:

Образование в процессе диссоциации гидроксидов катионов гидроксония, или гид­рок­сид-ионов определяет важнейшее химическое свойство гидроксидов – реакцию нейтрализации, приводящую к образованию воды и соли при взаи­мо­действии осно­ваний и кислот:

Обладая кислотно-основной двойственностью, амфотерные гидроксиды в ре­акциях нейтрализации могут выступать как в качестве основания, так и кис­ло­ты:

HIO + NaOH = NaIO + H₂O

Подобно амфотерным оксидам металлов, взаимодействие с основаниями их гид­рок­си­дов в водных растворах приводит к образованию солей, содержащих не оксо-, а гид­роксокомплексные анионы:

Образование же оксосолей происходит при взаимодействии амфотерных гид­рок­си­дов со щелочными расплавами:

По растворимости основания делятся на растворимые и нерастворимые. Основания щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов являются растворимыми в воде и называются щелочами.

Систематические названия основных и амфотерных гидроксидов обра­зу­ют­ся из сло­ва гидроксид и русского названия элемента в родительном падеже с указанием (для элементов с пе­ре­менной степенью окисления) римскими циф­ра­ми в круглых скоб­ках степени окисления элемента:

Тривиальные названия некото­рых гидроксидов, в ос­нов­ном используемые в технической литературе, приве­де­ны в приложении 2.

Следует отметить специфику названия водного раствора аммиака, частичная дис­со­циация которого приводит к образованию в растворе гидроксид-ионов и прояв­ле­нию слабых основных свойств. Ранее полагали, что в водном растворе аммиак обра­зу­ет гидроксид аммония состава NH₄OH. Однако в настоящее вре­мя установлено, что основной формой существования аммиака в водном раст­во­­ре является его гидрати­ро­ван­ные молекулы, которые условно записывают в ви­де NH₃×H₂O и называют гидрат аммиака. Подобно аммиаку, водные раст­во­ры гидразина N₂H₄ и гидроксил­а­ми­на NH₂OH также в основном содержат гид­ра­тированные молекулы, которые называют: N₂H₄×H₂O – гидрат гидразина и NH₂OH×H₂O – гидрат гидроксиламина.

Упражнения:

10. Приведите систематические названия гидрок­си­дов, классифицируйте их по кислотности и растворимости: LiOH, Sr(OH)₂, Cu(OH)₂, Cd(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃. Приведите формулы соответствующих им оксидов.

11. Приведите молекулярные и графические формулы гидроксидов: гидроксид железа (III), гидроксид берилия, гидроксид лития, гидроксид хрома (III), гидроксид магния. Какие из данных гидроксидов будут взаимодействовать а) с гидроксидом калия, б) с оксидом бария, в) с соляной кислотой? Написать уравнения реакций.

12. Приведите реакции, демонстрирующие кислотно-основные свойства гид­рок­си­дов бария, цинка, калия и хрома (III), а также методы их получения.

Систематические названия кислотных гидроксидов (оксокислот)строятся по пра­ви­лам номенк­ла­туры для комплексных соединений, которые будут рассмот­ре­ны ниже­. В тоже время, в отечественной практике широко ис­пользуются тради­ци­онные названия распространенных оксокислот – уголь­ная, серная, фосфорная и т.д. Их применение допустимо, но только для ограни­чен­ного круга действительно наи­бо­лее распространенных кислот, а в осталь­ных случаях следует применять систе­ма­ти­чес­кие названия.

Традиционное название оксокислоты состоит из двух слов: названия кис­ло­ты, вы­ра­женного прилагательным и группового слова кислота.Название кис­ло­ты обра­зу­ет­ся из русского названия кислотообразующего элемента (если в наз­вании элемента есть окончание «й», «о», «а», то оно опускается) с добав­ле­ни­ем, в зависимости от сте­пени окис­ле­ния элемента, различных окончаний (табл. 1.3, 1.4). По традиции H₂CO₃ на­зывают уголь­ной, а не углеродной кис­ло­той.

В соответствии с менделеевским правилом «четности» для кислотообразую­щих p-эле­ментов IV-VI группы наиболее характерны степени окисления соот­вет­ствующие номеру группы N, а также N-2 и N-4.

В некоторых случаях происходит образование двух форм кислот, в которых кислотообразующий элемент находится в одинаковой степени окисления. К названию кислоты с бóльшим количеством гидроксо-групп прибавляется приставка орто-, а к названию кислоты с мéньшим числом гидроксо-групп прибавляется приставка мета-.

Таблица 3. Традиционные названия оксокислот р-элементов III-VI группы.

Традиционные названия оксокислот галогенов (табл. 4) в высшей степени окис­ле­ния N, также образуются добавлением к названию элемента окончания –ная. Одна­ко, для оксо­кис­лот галогенов в степени окисления N-2 ис­поль­зуются окончания –новатая, а окон­ча­ние –истаяприменяется для названия кислот со степенью окис­ле­ния галогенов N-4. Оксокислоты галогенов с наиболее низки­ми степенями окисления N-6 имеют окон­ча­ния –новатистая.

Таблица 4. Традиционные названия оксокислот р-элементов VII группы.

Упражнения:

14. Приведите молекулярные и графические формулы следующих оксокислот: бромноватистая, иодная, селенистая, ортотеллуровая, метамышьяковая, ди­крем­ниевая, метаоловянная, фосфористая (фосфоновая), фосфорноватистая (фос­финовая), пентафосфорная, метаванадиевая.

15. Приведите реакции, демонстрирующие общие методы получения оксо­кис­лот. Приведите примеры оксидов элементов в промежуточных степенях окисления, которые при взаимодействии с водой образуют две кислоты.

16. Напишите реакции дегидратации следующих кислот: H₃BO₃, HMnO₄, H₂S₂O₇, HNO₂, H₃PO₄, H₂WO₄, H₃AsO₃, H₂CrO₄. Приведите названия кислот и получающихся кислотных оксидов (ангидридов кислот).

17. Какие из перечисленных веществ будут взаимодействовать с соляной кислотой: Zn, CO, Mg(OH)₂, CaCO₃, Cu, N₂O₅, Al(OH)₃, Na₂SiO₃, BaO? Напишите уравнения реакций.

18. Напишите реакции, демонстрирующие кислотный характер следующих оксидов, назовите соответствующие им кислоты: P₄O₁₀, SeO₃, N₂O₃, NO₂, SO₂, As₂O₅.

Пероксокислоты.

Кислотные гидроксиды, содержащие пероксидную группу –О-О- по­лу­чили груп­повое название пероксокислоты. Пероксидная группа в сос­­таве пероксо­кислот может замещать как атом кислорода в гидрок­сид­ной группировке, так и мостиковый кисло­род­ный атом, объеди­ня­ю­щий атомы элемента кислотооб­ра­зо­ва­те­ля в полиядерных кислотных гидрок­си­дах:

При записи формул пероксокислот рекомендуется пероксидную группу за­к­лю­чать в круглые скобки и записывать в правой части фор­му­лы. Традиционные названия пер­ок­со­кислот образуются из названия соответствущей оксокислоты с добавлением прис­тавки пероксо-. При наличии в составе пероксокислоты нес­кольких пероксид­ных группировок их количество указывается численной прис­тав­кой: ди-, три-, тетра-и т.д. Например: HNO₂(O₂) пероксоазотная кислота, H₃PO₂(O₂)₂ дипероксофосфорная кис­лота.

Упражнение:

9.4. Тиокислоты, политионовые и другие замещенные оксокислоты*- раздел для углубленного изучения.

Традиционные названия тиокислот образуются из названия соответ­ствую­щей ок­со­кислоты с добавлением приставки тио-;при замещении двух и более ато­мов кис­ло­рода на атомы серы их количество указывается численными прис­тавками: ди-, три-, тетра-и т.д.

Оксокислоты общей формулы H₂(O₃S-S_n-SO₃) (n = 0¸4) называют поли­ти­о­но­выми. Характерной особенностью их строения (за исключение H₂S₂O₆) яв­ля­ет­ся наличие мос­тиковых атомов серы, объединяющих две структурные 3>-группировки:

В дитионовой кислоте две структурные группировки объединениы непос­ред­с­т­вен­но атомами серы-кислотообразователями H₂(O₃S-SO₃). Традиционные назва­ния политио­но­вых кислот состояи из чмсловой приставки, указывающей общее количество ато­мов серы в составе и группового окончания –тионоваякислота.

По традиции, замещенные серные кислоты называют сульфоновыми кис­ло­та­ми:

Упражнения:

11. Приведите молекулярные и графические формулы кислот: тиосер­ная, тритионовая, дитиосурьмяная, амидосульфоновая, ди­­броммышьяковая, амидоугольная.

Бескислородные кислоты.

Водные растворы водородных соединений халькогенов (H₂S, H₂Se, H₂Te) и галоге­нов (HF, HCl, HBr, HI), а также псевдогалогенов (HCN, HNCS, HCNO, HN₃), в кото­рых роль электроотрицательных составля­ю­щих (анионов) играют группы атомов, об­ла­дающих галогенидоподобными свойс­т­вами, проявляют кислот­ные свойства и дис­со­циируют с образованием ионов гидроксония. Они образуют се­мейство бескис­лород­ных кислот.

Систематическое название бескислородных кислот образуется из русского наз­ва­ния элемента или специального названия псевдогалогенидной группи­ров­ки с добав­ле­нием соединительной гласной –о и словосочетания водородная кислота:

Исторически для водных растворов ряда бескислородных кислот в хими­чес­кой прак­тике применяют и три­ви­альные названия (см. приложение 2):

12. Приведите систематические и тривиальные названия бескислород-ных кислот: HCl, HCN, HBr, HNCS, HI, H₂S, HF, H₂Se.

13. Приведите формулы следующих кислот: синильная, бромоводородная, плавиковая, азидоводородная, сероводородная, родановодородная, иодоводородная, циановодородная, тиоционатоводородная кислота.

Галогенангидриды.

Галогенангидридами называют сложные вещества, которые можно рас­смат­ривать как продукты полного замещения гидроксидных груп­пи­ровок в моле­ку­лах оксо­кис­лот атомами галогенов. Таким образом, га­ло­генангидриды явля­ют­ся конечным чле­ном ряда последовательных превра­ще­ний оксокислоты при заме­ще­нии гидроксидных групп на атомы гало­ге­нов: ок­со­кислота ® галогензамещенная оксокис­ло­та ® галоген­ан­г­идрид. На­при­мер, POCl₃ является конечным членом ряда по­сле­довательного заме­ще­ния трех гидроксидных групп в ортофосфорной кислоте:

Некоторые галогенангидриды могут быть рассмотрены как производные неустой­чи­вых оксокислот – например, CCl₄ и PCl₅ формально являются хлор­ан­гидридами пол­ностью гидратированных кислотных гидроксидов углерода (IV) H₄CO₄ и фосфора (V) H₅PO₅, в которых число гидроксидных групп совпадает со степенью окисления эле­мента-кислотообразователя. Галогенангидриды могут содержать либо атомы только одного галогена, ли­бо атомы разных галогенов: POCl₃, POBrCl₂, POIBrCl.

В химической практике для галогенангидридов используют несколько ме­тодов пос­т­роения их названий:

— по правилам систематической номенклатуры для сложных соединений с ис­поль­­зо­ва­нием латинских числовых приставок указывающих количество электроотрица­тель­ных га­ло­­ге­нидных и оксидных ионов галогенангидрида:

— по правилам систематической номенклатуры для бинарных соединений с ука­зани­ем по методу Штока римскими цифрами в круглых скобках степени окисления элемента:

Характерным химическим свойством галогенангидридов является их эффек­тив­ное взаимодействие с водой с образованием галогеноводородной и оксо­кис­ло­ты:

Упражнения:

14. Приведите систематические и традиционные названия гало­ген­ан­гид­ридов и напишите реакции их вза­и­мо­дейст­вия с водой: SbOCl, SeO₂F₂, NOBr, NO₂F₂, NF₃, AsOCl₂F, CO₂Cl₂, SOCl₂, SO₂Br₂.

15. Приведите молекулярные и графические формулы галогенангидридов: хлорид-оксид бора, бромид кремния(IV), дифторид-оксид кремния, сульфу­рил­фторид, дихлорангидрид селенистой кислоты, сульфурилбромид, тионилхлорид, хлоробромойодоангидрид ортофосфорной кислоты, дихлоробромоангидрид ортомышьяковой кислоты, тионилфторид.

Соли.

Соли являются одним из наиболее емких по числу химических со­е­ди­нений классов не­органических соединений. Они образуются в ре­зуль­тате самых раз­но­образных хи­ми­ческих процессов и, в частности, яв­ляются продуктами кис­лотно-основных реак­ций взаимодействия основных и кислотных бинарных Э_nX_m и полиэлементных хи­ми­чес­ких соединений, харак­те­ри­зу­ю­щихся соответственно преи­му­щественно ионным и ковалентным харак­те­ром химической связи Э-Х (табл. 1.5).

Таблица 1.5. Кислотно-основные реакции солеобразования.

В составе солей можно выделить катионную и анионную составляющие, яв­ля­ю­щи­е­ся производными исходных основных и кислотных соединений и име­ю­щих преи­му­щественно ионный характер химической связи. Вследствие этого в расплавах и раст­во­рах соли подвергаются процессу электролитической дис­со­ци­ации, приводящей к образованию катионов и анионов.

В зависимости от состава соли классифицируются по при­роде катионов и ани­онов:

— соли со сложными катионами на основе двух разных ионов металла или иона ам­мо­­ния и металла (<(KAl)[SO₄]₂, <(NH₄)₂Fe>[SO₄]₂) называются двой­ны­ми солями, а соли со сложными ани­о­нами (Ca[(ClO)Cl], Fe[(SO₄)NO₃]) – смешаннымисо­лями:

— в зависимости от того, анионы каких кислот входят в состав соли, выделяют: соли ок­сокислот и бескислородных кислот (Na₂SO₄ и Na₂S), а также соли различных за­мещенных оксокислот (Na₂S₂O₈, Na₂SO₃S, NaSO₃Cl и т.д.):

назы­ва­ются ос­новными. Такие соли могут быть рассмотрены как продукты час­тич­ного за­меще­ния гидроксидных групп в основных гидроксидах на груп­пи­ров­ки, яв­ля­ю­щиеся кислотными остатками соответствующих оксо- или бескис­ло­родных кис­лот:

— со­ли, анионы которых содержат атомы водорода ((NH₄)[HSO₄], NaHS) и спо­соб­ны про­яв­лять кислотные свойства за счет образования ионов гидрок­со­ния при элек­т­ро­ли­ти­чес­кой диссоциации аниона – например:

называются кис­лы­ми. Такие соли могут быть рассмотрены как продукты час­тич­но­го замещения водорода в кислотах на катионы металла или ам­мо­ния:

— соли, являющиеся продуктами полного замещения гидроксидных групп на кис­лот­ные остатки или атомов водорода на катионы металла (аммония), называются средними илинормальными.

Некоторые соли при кристаллизации из водных растворов образуют крис­тал­­ли­чес­кие ре­шет­ки, содер­жа­щие молекулы воды – например: CuSO₄×5H₂O, Na₂SO₄×10H₂O. Та­кие соли называются кристаллогидратами.

Как видно из табл. 1.5, кислые и основные соли образуются в результате ре­ак­ций нейтрализации при раз­личных соотношениях многосновных кислот и мно­гокислот­ных оснований и легко пе­ре­ходят как друг в друга, так и в средние соли: Al(H₂PO₄)₃ + Al(OH)₃ = Al₂(HPO₄)₃ + 3H₂O

Систематические названия средних солей бескислородных солей образуют по об­щим правилам для бинарных соединений:

Систематические названия солей ок­сокислот и их производ­ных образуются по правилам номенклатуры для ком­п­лексных соединений, которые будут рассмотрены далее. В то же время, как и для кислот, в хи­мической практике для наиболее распространенных солей ок­со­кислот широко используют тра­ди­ционные на­з­вания.

Для га­ло­генов в степени окисления +7 в названии анионов используют прис­тав­ку пер- и окон­чание –ат; для степеней окисления: +5 – окончание —ат, +3 – окон­­чание –ит и для наиболее низкой +1 – приставку гипо-и окончание –ит.

Различные приставки: мета-, орто-, ди-, три- и т.д., используемые в названии ок­со­кис­лот для указания их формы, сохраняются и в названиях анионов.

Для оксоанионов образованных d-элементами в основном используются сис­те­ма­ти­ческие названия и только для ограниченного круга анионов (Табл. I-5.) в хими­чес­кой практике применяют традиционные названия.

В целом, традиционное название средних солей оксокислот строится из на­зва­ния аниона (групповое слово –ион опускается) и русского названия катиона в роди­тель­ном падеже с указанием римскими цифрами в круглых скобках его степени окисления (если она может быть переменной):

­Таблица 6. Традиционные названия оксоанионов p-элементов III-VI групп.

Источник