ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

 

При изучении данной темы необходимо четко знать классификацию неорганических соединений, их состав, строение, свойства, номенклатуру, структурные формулы. Уметь объяснять типы связей в этих соединениях.

Зная общие свойства соединений, можно дать характеристику соединениям каждого отдельно взятого элемента.

 

Классификация неорганических соединений

 

ОКСИДЫ

 

ГИДРОКСИДЫ

 

ОСНОВАНИЯ АМФОТЕРНЫЕ КИСЛОТЫ

ГИДРОКСИДЫ

 

                                          СОЛИ

 

Оксиды

 

Оксидами называются сложные вещества, молекулы которых состо­ят из атомов кислорода и любого другого элемента (металла или неметалла).

Существуют солеобразующие и несолеобразующие оксиды. Несолеобразующих оксидов очень мало. К ним относятся оксид углерода (II), оксид азота (II), оксид кремния (II) и другие.

Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, амфотерные и кислотные. Неметаллы образуют в основном кислотные оксиды, металлы образуют все типы оксидов в зависимости от степени окисления металла.

 

Таблица 2

 

Зависимость свойств оксидов металлов от степени окисления

 

Степень окисления	Формула	Оксиды
		Характер	Образуемые соединения
+1, +2 низшая С. О.	Nа2О СаО	Основной	NаОН Са(ОН)2
+3, +4 промежуточная	Al2O3	Амфотерный	Al(OH)3 HAlO2
+5, +6, +7, +8 высшая	Mn2O7 CrO3	Кислотный	HМnO4 Н2СrО4

 

ОКСИДЫ

 

Основные   Амфотерные         Кислотные

 

О сновные оксиды образуют металлы в степени окисления +1 и +2, т. е. металлы первой, второй групп периодической системы и металлы побочных подгрупп периодической системы.

 

Примеры. Na₂⁺О; Са⁺²О; Fe⁺²О ;    Mn⁺²O.

 

Исключение составляют некоторые металлы, как цинк, бериллий, свинец, олово. Они в степени окисления +2 образуют амфотерные оксиды.

 

Амфотерные оксиды образуют металлы и некоторые неметаллы (As, Sb) в степени окисления +3, +4.

 

Примеры .    Al₂⁺³O₃, Mn⁺⁴O₂, Fe₂⁺³O₃, As₂⁺³O₃, Sb₂⁺³O₃.

Кислотные оксиды образуют неметаллы и металлы в степени окисления +5, +6, +7, +8.

 

Примеры.   V₂⁺⁵O₅, Cr⁺⁶O₃, Mn₂⁺⁷O₇, Os⁺⁸O₄.

 

а) получение оксидов.

 

Оксиды получают при непосредственном окислении элементов кислородом, реакцией разложения кислородосодержащих соединений, в реакциях замещения и при окислительно-восстановительных процессах.

Реакции соединения:

4Na + O₂ = 2Na₂O;           S + O₂ = SO₂.

Таким способом получают оксиды неметаллов и оксиды металлов первой и второй групп периодической системы, главных подгрупп, кроме Be и Мg, т. е. оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов.

Реакции разложения:

СaСО₃ ^t= CaO + CO₂ ;      Ca(OH)₂ = CaO + H₂O.

Реакции замещения:

Fe₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Fe.

Окислительно-восстановительные реакции.

Cu⁰ + 2H₂S⁺⁶O_4(конц.) = Cu⁺²SO₄ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O

Cu⁰ - 2ē = Cu⁺² 1

S⁺⁶ + 2ē = S⁺⁴  1

 

б) структурные формулы оксидов.

 

В структурных формулах показывается связь атомов в молекуле. Черточкой обозначается одна связь (общая пара электронов). В большинстве случаев она совпадает со степенью окисления по численному значению.

 

Примеры .   Ca⁺² O^-2,         Al₂⁺³O₃^-2 ,            S⁺⁴O₂^-2

                                                   О

                       Са        О    Al                                      О

                                          Al    О                      S

                                                   О                            О

 

В соединениях металлов с кислородом проявляется ионная связь, в соединениях неметаллов с кислородом - ковалентная полярная связь. Если молекула имеет несколько симметричных полярных связей, она становится неполярной. Например, в молекуле СО₂ каждая связь углерода с кислородом - полярна, а в целом молекула неполярна:

О С  О.

 

в) свойства основных оксидов.

 

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, кислотными оксидами, водой и металлами.

Взаимодействие с кислотами.

MgО + 2HCl = MgCl₂ + H₂O.

Образуется соль и вода.

 

Взаимодействие с кислотными оксидами.

К₂О + СО₂ = К₂СО₃.

При написании подобных реакций нужно помнить, какую кислоту образует кислотный оксид.

Na₂O + SО₂ = Na₂SО₃;      Na₂O + SО₃ ® Na₂SО₄.

                     Н₂SО₃                         Н₂SО₄

 

Взаимодействие с водой.

CaO + Н₂О = Ca(OН)₂.

С водой реагируют оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, т. е. металлов 1-й и 2-й главных подгрупп, кроме бериллия и магния.

 

Взаимодействие с металлами.

3FeO + 2Al = Al₂O₃ + 3Fe.

 

г) свойства кислотных оксидов.

 

Кислотные оксиды реагируют с водой, щелочами, основными оксидами. В результате образуются соли, кислоты.

 

Взаимодействие с водой.

С водой реагируют оксиды неметаллов. Оксиды металлов кислотного типа, такие как Mn₂O₇, в воде не растворяются, но соли кислот данных оксидов имеются.

 

П римеры.     SО₂ + Н₂О = Н₂SО₃ - сернистая кислота,

                                 SО₃ + Н₂О = Н₂SО₄ - серная кислота

В результате реакций образуются кислоты.

В заимодействие со щелочами.

В реакциях со щелочами образуются соли кислот, которые соответствуют данным кислотным оксидам.

 

Примеры.     SО₃ + 2КОН = К₂SО₄ + Н₂О.

                           Н₂SО₄

В щелочах растворяются оксиды неметаллов и оксиды металлов кислотного типа (в высшей степени окисления).

 

При написании солей можно воспользоваться правилом: общее число положительных зарядов равно общему числу отрицательных зарядов. Например, при взаимодействии оксида марганца (VII) со щелочью образуется соль активного металла и кислотного остатка, который определяется по зарядам ионов:

К⁺Mn⁺⁷О₄^-2;                      (MnО₄)^- - кислотный остаток.

Ставится заряд над К⁺Mn⁺⁷О₄^-2 - общий положительный заряд paвен +8, следовательно, общий отрицательный заряд ионов равен - 8, укаждого атома кислорода заряд -2 (О^-2), поэтому берется 4 атома кислорода (КMnО₄).

 

Пример.            

Mn₂O₇ + 2КОН = 2К⁺Mn⁺⁷О₄^-2 + Н₂О,

СrO₃ + КОН = К₂⁺Сr⁺⁶O₄^-2.

В данном случае удваивается число атомов К, чтобы положительный заряд был четным, так как заряд кислорода чётный -2.

 

Взаимодействие с основными оксидами.

В дaнных реакциях повторяются те же принципы, изложенные выше:

Р₂O₅ + 3СаО = Са₃(РО₄)₂.

                                       H₃PO₄

 

д) свойства амфотерных оксидов.

 

Амфотерные оксиды проявляют двойственные свойства. Они могут вступать в реакцию с основными оксидами и щелочами, а также с кислотными оксидами и кислотами. Таким образом, амфотерные оксиды проявляют основные и кислотные свойства.

Основные свойства таких оксидов проявляются в реакциях с кислотами и кислотными оксидами.

 

Пример.                

Al₂O₃ + SО₃ = Al₂(SО₄)₃,

                                           Н₂SО₄

Al₂O₃ + 6HCl = AlCl₃ + 3Н₂О.

 

    Кислотные свойства амфотерных оксидов проявляются в реакциях с основными оксидами и щелочами.

 

Пример.        ZnО + 2КОН = К₂⁺Zn⁺²О₂^-2 + Н₂О,

ZnО + Na₂О = Na₂ZnО₂.

 

Написание реакций подчиняется общим правилам: образуются молекулы, в которых на первом месте ставится положительный ион, на втором – отрицательный; число положительных зарядов ионов равно числу отрицательных зарядов ионов.

 

е) номенклатура оксидов.

 

Номенклатура - это название оксидов. Отрицательная часть вещества называется в именительном падеже (оксид), а положительная – в родительном падеже с указанием русского названия элемента. Если элемент имеет переменную степень окисления, то она обозначается в скобках.

 

Примеры.

Na₂О - оксид натрия,

СаО - оксид кальция,

FeO - оксид железа (II),

Fe₂O₃ - оксид железа (III),

SO₃ - оксид серы (VI),

P₂O₅ - оксид фосфора (V).

 

Гидроксиды

Гидроксиды - это соединения элемента с группой – ОН. Их общая формула Э – О – Н. В зависимости от проявляемых свойств гидроксиды подразделяются на основания, амфотерные гидроксиды и кислоты.

 

Основания

Основаниями называются соединения, молекулы которых состоят из атома металла и гидроксид - ионов, число которых равно степени окисления металла.

Гидроксид ион ОН^- - это остаток воды без одного иона водорода:

    О           Н₂О (-Н⁺) ®            О           ОН ^-

                       ;                                        ;

Н           Н                              Н

 

Поэтому группа ОН^- имеет заряд минус один.

Общая формула оснований: Меⁿ⁺(OH)_n.

 

Примеры.     КОН;     Са(ОН)₂;         Fe(ОН)_з.

 

Основания по растворимости подразделяются на растворимые (щёлочи) и нерастворимые.

Щёлочи: КОН;     NaОН;   Са(ОН)₂.

Они образованы металлами первой и второй главных подгрупп периодической системы, кроме бериллия и магния.

Не растворимые основания: Mg(OH)₂ ; Fe(OH)₂.

Названия оснований составляются из слова «гидроксид» и названия металла с указанием валентности металла. Название металла стоит в родительном падеже.

 

Примеры.

NaОН - гидроксид натрия,

Fe(OH)₂ - гидроксид железа (II),

Mn(OH)₂ - гидроксид марганца (II).

 

В названиях гидроксидов, образованных мeтaллoм с постоянной степенью окисления, С.О. не указывается.

 

а) получение оснований.

Растворимые основания (щелочи) получают взаимодействием металла или его оксида с водой.

 

Примеры.     2Na + 2Н₂О = 2Na(ОН) + Н₂,

Na₂О + Н₂О = 2Na(ОН),

СaО + Н₂О = Сa(ОН)₂.

 

Нерастворимые основания получают реакцией обмена между солью, содержащей данный металл, и щелочью.

 

Примеры .     FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂ + Na₂SO₄,

MgCl₂ + 2KОН = Mg(OH)₂ + 2КCl.

 

Структурные формулы. Черточкой обозначается валентность элемента. Водород и металл всегда связаны через кислород.

NaОН                                Mg(OH)₂

    Na О  Н           Н  О  Mg О  Н.

                  

б) свойства оснований.

 

Наиболее активны щелочи. Они реагируют с кислотными оксидами, кислотами, солями и некоторыми простыми веществами.

 

Примеры. Взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами.

2NaOH + SO₃ = Na₂SO₄ +H₂O,

H₂SO₄

NaОН + HCl = NaCl + H₂O.

 

С киcлотами реагируют как растворимые, так и нерастворимые основания.

Fe(OH)₂ + H₂SO₄ = FeSO₄ + 2H₂O.

Взаимодействие с солями.

MgSO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + Mg(OH)₂¯.

 

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды – это нерастворимые основания, которые проявляют кислотные и основные свойства.

Амфотерные гидроксиды: Al(OH)₃ ; Mn(OH)₄

К ним относят гидроксиды, образованные металлами в степени окисления +3, +4, кроме некоторых исключений: Zn(ОН)₂, Ве(ОН)₂, Pb(ОН)₂, Sn(ОН)₂.

 

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами.

Al(ОН)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O.

В таких реакциях амфотерный гидроксид проявляет основные свойства.

 

Взaимoдeйcтвие амфотерных гидроксидов со щелочами.

Амфотерные металлы и их оксиды образуют со щелочами соединения типа NaAlO₂, Na₂ZnO₂:

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O.

В растворах реакции идут с образованием комплексных соединений. У Al³⁺ координационное число равно 6, уZn²⁺ - 4. Лигандами служат ионы ОН^-.

ZnО + 2NaОН + Н₂О = Na₂[Zn(ОН)₄].

В реакциях гидроксида алюминия со щелочами принимает участие вода.

Al(ОН)₃ + NaОН + 2Н₂О = Na⁺ [Al(ОН)₄ ^. 2H₂O]^-.

В этом случае Al³⁺ проявляет кислотные свойства и входит в состав аниона.

 

Кислоты

Кислотами называются гидроксиды, молекулы которых имеют в своём составе водород, способный замещаться металлом.

Кислота состоит из водорода и кислотного остатка. Заряд кислотного остатка определяется по числу замещенных атомов водорода и имеет отрицательное значение.

 

Пример.

Кислота                   Кислотный остаток

H₂ SO₄                     SO₄^2-      HSO₄^-.

 

а) получение кислот.

 

Кислоты получают растворением оксидов неметаллов в воде. Естьисключения, например, оксид кремния (IV) нерастворим. Некоторые кислоты получают в реакциях обмена между солью и кислотой. Более сильная кислота вытесняет слабую.

 

Примеры.     SO₃ + H₂О = H₂SO₄,

КNО₂ + HCl = KCl + HNО₂.

 

Существуют промышленные способы получения кислот. Необходимо знать способы промышленного получения серной и азотной кислот.

Получение серной кислоты. В промышленности серную кислоту получают из пирита (FeS₂). При его обжиге образуется оксид серы (IV), который окисляется до оксида серы (VI) в присутствии катализатора. Затем оксид серы (VI) раcтвoряют в растворе серной кислоты.

Реакции получения серной кислоты.

 

Обжиг серного колчедана (пирита).

4Fe⁺²S₂^- + 11O₂⁰ = 8S⁺⁴O₂ + 2Fe₂⁺³O₃

                                 4Fe⁺² + 1ē = Fe⁺³ 11 4  

                                 2S^- - 10ē = 2S⁺⁴    

                                 O₂⁰ + 4ē = 2O^-2     4 11

Окисление SО₂ в SО₃.

2S⁺⁴О₂ + O₂ = 2S⁺⁶ О₃^-2

                       S⁺⁴ - 2ē = S⁺⁶ 2

                       O₂⁰ + 4ē = 2O₂ 4

    Затем идет растворение SО₃ в серной кислоте, в результате образуется концентрированная кислота “олеум”.

Получение азотной кислоты. Азотную кислоту получают из аммиака. При его окислении образуется оксид азота (II), который затем окисляется в оксид азота (IV) в присутствии катализатора. После этого оксид азота (IV) растворяют в воде в присутствии кислорода.

    Реакции получения азотной кислоты.

 

Окисление аммиака.

4N^-3H₃ + 5O₂⁰ = 4N⁺²O^-2 + 6H₂O

                                 N^-3 - 5ē = N⁺² 4

                                 O₂⁰ + 4ē = 2O^-2 5

 

 

Окисление NO в NO₂.

2NO + O₂ = 2NO₂

                                 N⁺² - 2ē = N⁺⁴   2

                                 O₂⁰ + 4ē = 2O^-2 5

 

Растворение в воде оксида азота (IV)

4N⁺⁴О₂ + O₂⁰ + 2Н₂О = 4НN⁺⁵O₃^-2

                                 N⁺⁴ - 1ē = N⁺⁵ 4

                                 O₂⁰ + 4ē = 2O^-2 1

    Структурные формулы.

    При составлении структурных формул нужно учитывать, что водород соединяется только с кислородом. Число связей совпадает, как правило, со степенью окисления.

HN⁺⁵O₃                    H₂S⁺⁶O₄

                       O  H  O           O

H  O  N                              S

                       O  H  O           O

б) формулы важнейших кислот, их названия, названия кислотных остатков.

 

Кислота Название                 Кислотный остаток Название

НCl       хлороводородная       Cl^-             хлорид

              (соляная)

HBr       бромоводородная      Вr^-                             бромид

НJ         иодоводородная     J^-                                 иодид

Н₂S        сероводородная     S^2-                              сульфид

НS^-         гидросульфид

НСlО     хлорноватистая      ClO^-                гипохлорит

НClO₄         хлорная                   ClO₄^-                            хлорат

H₂SO₄         серная                SO₄^2-               сульфат

НSO₄^-        гидpосульфат

H₂SO₃         сернистая                SO₃^2-               сульфит

                                                   HSO₃^-             гидросульфит

H₃PO₄         ортофосфорная       PO₄^3-               ортофосфат

НРО₄^2-        гидроортофосфат

Н₂РО₄^-   дигидроортофосфат

HNO₃                     азотная                    NО₃^-                             нитрат

HNО₂                     азотистая                 NO₂^-                             нитрит

H₂SiO₃        кремниевая                  SiO₃^2-                           силикат

HSiO₃^-       гидросиликат

H₂CO₃         угольная                  CO₃^2-                            карбонат

НСО₃^-                         гидрокарбонат

СН₃СООН уксусная         СН₃СОО^-                 ацетат

 

 

Если в кислоте больше одного атома водорода, образуется несколько кислотных остатков. Киcлотный остаток, содержащий водород, образует кислые соли. Угольная, сернистая кислоты – слабые, в растворе существует равновесие:

SO₂ + Н₂О   H₂SO₃,

CO₂ + Н₂О    H₂CO₃.

В названиях кислот окончание определяется следующим образом: если кислотный остаток бескислородный - окончание "ид" (сульфид S^2-); если элемент, oбpaзующий кислоту, имеет высшую степень окисления - окончание "ат" (сульфат SO₄^2-), если элемент имеет промежуточную степень окисления - окончание "ит" (сульфит SО₃^2-). При наличии незамещенного атома водорода добавляется слово "гидро" от названия водорода (гидрогениум).

 

в) свойства кислот.

Взаимодействие с металлами. Эти реакции основаны на активности металлов. Металлы, стоящие в электрохимическом ряду активности до водорода, вытесняют его из разбавленных кислот (кроме азотной).

 

Примеры.     Zn⁰ + H₂⁺SO_{4 (разб.)} = Zn⁺²SO₄^-2 + H₂­

2Аl⁰ + H⁺Cl = 2 Al⁺³Cl₃^- + 3H₂­

Al⁰ - 3ē = Al⁺³ 2

2H⁺ + 2ē = H⁰ 3

Взаимодействие концентрированных азотной и серной и разбавленной азотной кислот с металлами сопровождается изменением степени окисления азота и серы. Образуются оксиды, свободные азот, сера или их водородные соединения, т.е. происходит восстановление ионов SO₄^2- и NO₃^-, изменяется степень окисления серы и азота. Подробнее свойства этих кислот даны в разделе металлы.

 

Примеры.

Cu⁰ + 8НN⁺⁵O_{3 (разб.)} = 3Cu⁺² (NO₃)₂ + 2N⁺²O + 4H₂O

Cu⁰ - 2ē = Cu⁺² 3

N⁺⁵ + 3ē = N⁺² 2

 

Cu⁰ + 4НN⁺⁵O_{3 (конц.)} = Cu⁺²(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Cu⁰ - 2ē = Cu⁺² 1

N⁺⁵ + 1ē = N⁺⁴ 2

 

Cu⁰ + 2H₂S⁺⁶O_{4 (конц.)} = Cu⁺²SO₄ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O

Cu⁰ - 2ē = Cu⁺² 1

S⁺⁶ + 2ē = S⁺⁴  1

Реакции взаимодействия с оксидами и гидроксидами.

3H₂SO₄ + Al₂O₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O,

3HNO₃ + Fe(OH)₃ =Fe(NO₃)₃ +3H₂O.

Реакции с солями .

MgCO₃ + 2HCl = MgCl₂ + H₂O + CO₂

                                                                      H₂CO₃

 

Соли

Солями называются соединения, молекулы которых состоят из атомов металлов и кислотных остатков. Соли классифицируются на следующие типы:

    Кислые                              Соли                        Комплексные

NaНSO₄                                                                      Na₂[Zn(OH)₄]

              Средние         Основные       Двойные

                       Na₂SO₄                      Аl(ОН)Сl₂              КAl(SO₄)₂

                                                                                                                                        [К₂SO₄ ^. Al₂(SO₄)₃]

а) получение солей.

 

При написании уравнений реакций получения солей следует ориентироваться на то, что реакции идут между простыми веществами - металлами и неметаллами, между основными классами неорганических соединений, например, между оксидами с противоположными свойствами (основными и кислотными), между кислотами и основаниями и т.д.

1. 2Na + Cl₂ = 2NaCl

2. Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃

3. Na₂O + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O

4. CO₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

5.2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

6. 3NaOH + FeCl₃ = Fe(OH)₃ + 3NaCl

7. 3H₂SO₄ + 2FeCl₃ = Fe₂(SO₄)₃ + 6HCl­

8. Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂­

9. AgNO₃ + KCl =    AgCl + KNO₃

10. Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

Средние соли получают при полном замещении водорода в кислоте и гидроксид-группы в основании:

Са(ОН)₂ + Н₂SO₄ = СаSO₄ + 2Н₂О.

    Кислые соли получают при избытке кислоты, когда неполностью замещается водород в кислоте и кислотный остаток содержит водород. Такие соли называют также гидросолями:

Са(ОН)₂ + Н₂SO_4(изб.) = Са(НSO₄)₂ + 2Н₂О.

    Получение основных солей.

Основные соли получают в избытке основания:

2Са(ОН)_{2 (изб.)} + Н₂SO₄ = (СаОН)₂SO₄ + 2Н₂О.

 

б) структурные формулы.

 

Написание структурных формул следует начинать с построения кислотного остатка. Для этого надо определить степень окисления элемента, образующего кислоту, написать структурную формулу кислоты, определить кислотный остаток, а затем присоединить к нему мeталл.

 

Примеры .

    Na₂S⁺⁶O₄                           H₂S⁺⁶O₄                             SO₄^2-

 

Na O           O           H  O           O           O           O

    S                                        S                              S

Na O           O           H  O           O           O           O

 

    NaHSO₄

Na O           O

              S

H  O           O

 

H₃PO₄                                PO₄^3-                        Ca₃(PO₄)₂

H  O           O                    O           O           O           O

    P                                        P            Ca         P

H  O           O  H           O           O           O           O

                                                                                                                                                                                                                   Ca

                                                                          

O                             O

                                                                      Ca         P

                                                                                O           O

Ca (H₂PO₄)₂

H  O           O

    P

H  O           O

                       Ca

H  O           O

    P

H  O           O

в) свойства солей.

 

Химические свойства солей определяются взаимодействием их с простыми и сложными веществами.

Взаимодействие с металлами основано на активности металлов, более активные металлы вытесняют менее активные (ряд активности в разделе металлы).

FeSO₄ + Mg = MgSO₄ + Fe.

Действие щелочей - это обменный процесс, в результате которого образуются гидроксиды и новые соли:

AlCl₃ + 3NaOH = Al(OH)₃¯ + 3NaCl.

Действие кислот - также обменный процесс, образуется новая соль и новая кислота:

3CuSO₄ + 3H₃PO₄ ® Cu₃(PO₄)₂¯ + 3H₂SO₄.

Реакции разложения:

СаCО₃ ^t°® CaO + CO₂­.

В данных реакциях образуются оксиды.

 

в) номенклатура солей.

 

Названия солей определяются по названию кислотного остатка, который стоит в именительном падеже, и названия металла - в родительном падеже с указанием валентности, если металл имеет переменную валентность.

Соли               Кислотный остаток                    Названия солей

NaCl               Сl^-                                               хлорид натрия

Na₂S               S^2-                                                                                  сульфид нaтрия

NaHS              HS^-                                                                               гидросульфид натрия

K₂SO₄             SO₂^2-                                                                           сульфат калия

КНSO₄            НSO₄^-                                                                         гидросульфат калия

Na₂SO₃                      SO₃^2-                                           сульфит натрия

NaHSO₃          НSO₃^-