Изобразить строение атома – ядро, электронная оболочка. Понятие о химическом элементе. Схемы строения атомов на примере химических эле­ментов третьего периода

Строение атома. Детальные поурочные планы

Дополнительные сочинения

Урок посвящен формированию представлений о сложном строении атома. Рассматривается состояние электронов в атоме, вводятся понятия «атомная орбиталь и электронное облако», формы орбиталей (s-­, p-, d-орбитали). Также рассматриваются такие аспекты, как максимальное число электронов на энергетических уровнях и подуровнях, распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням в атомах элементов первых четырех периодов, валентные электроны s-, p — и d-элементов. Приводится графическая схема строения электронных слоев атомов (электронно-графическая формула).

Тема: Строение атома. Периодический закон Д. И. Менделеева

Урок: Строение атома

1. Строение атома

В переводе с греческого языка, слово «атом» означает «неделимый». Однако, были открыты явления, которые демонстрируют возможность его деления. Это испускание рентгеновских лучей, испускание катодных лучей, явление фотоэффекта, явление радиоактивности. Электроны, протоны и нейтроны – это частицы, из которых состоит атом. Они называются субатомными частицами.

Табл. 1

атом

ядро

электроны

протоны

нейтроны

p+

no

e-

Масса протона

Масса нейтрона

Масса электрона

1,0073 а. е.м.

1,0087 а. е.м.

0,0005 а. е.м.

Заряд протона

Заряд нейтрона

Заряд электрона

+1

0

-1

Кроме протонов, в состав ядра большинства атомов входят нейтроны, не несущие никакого заряда. Как видно из табл. 1, масса нейтрона практически не отличается от массы протона. Протоны и нейтроны составляют ядро атома и называются нуклонами ( nucleus – ядро). Их заряды и массы в атомных единицах массы (а. е.м.) показаны в таблице 1. При расчете массы атома массой электрона можно пренебречь.

Масса атома (массовое число) равна сумме масс, составляющих его ядро протонов и нейтронов. Массовое число обозначается буквой А. Из названия этой величины видно, что она тесно связана с округленной до целого числа атомной массой элемента. A = Z + N

Здесь A – массовое число атома (сумма протонов и нейтронов), Z – заряд ядра (число протонов в ядре), N – число нейтронов в ядре. Согласно учению об изотопах, понятию «химический элемент» можно дать такое определение:

Химическим элементом называется совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.

Некоторые элементы существуют в виде нескольких изотопов. «Изотопы» означает «занимающий одно и тоже место». Изотопы имеют одинаковое число протонов, но отличаются массой, т. е. числом нейтронов в ядре (числом N). Поскольку нейтроны практически не влияют на химические свойства элементов, все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.

2. Изотопы

Изотопами называются разновидности атомов одного и того же химического элемента с одинаковым зарядом ядра (то есть с одинаковым числом протонов), но с разным числом нейтронов в ядре.

Изотопы отличаются друг от друга только массовым числом. Это обозначается либо верхним индексом в правом углу, либо в строчку: 12С или С-12. Если элемент содержит несколько природных изотопов, то в периодической таблице Д. И. Менделеева указывается, его средняя атомная масса с учетом распространённости. Например, хлор содержит 2 природных изотопа 35Cl и37Cl, содержание которых составляет соответственно 75% и 25%. Таким образом, атомная масса хлора будет равна:

Аr(Cl)=0,75.35+0,25.37=35,5

Для тяжёлых искусственно-синтезированных атомов приводится одно значение атомной массы в квадратных скобках. Это атомная масса наиболее устойчивого изотопа данного элемента.

3. Основные модели строения атома

Основные модели строения атома

Исторически первой в 1897 году была модель атома Томсона.

Рис. 1. Модель строения атома Дж. Томсона

Английский физик Дж. Дж. Томсон предположил, что атомы состоят из положительно заряженной сферы, в которую вкраплены электроны (рис. 1). Эту модель образно называют «сливовый пудинг», булочка с изюмом (где «изюминки» – это электроны), или «арбуз» с «семечками» – электронами. Однако от этой модели отказались, т. к. были получены экспериментальные данные, противоречащие ей.

Рис. 2. Модель строения атома Э. Резерфорда

В 1910 году английский физик Эрнст Резерфорд со своими учениками Гейгером и Марсденом провели эксперимент, который дал поразительные результаты, необъяснимые с точки зрения модели Томсона. Эрнст Резерфорд доказал на опыте, что в центре атома имеется положительно заряженное ядро (рис. 2), вокруг которого, подобно планетам вокруг Солнца, вращаются электроны. Атом в целом электронейтрален, а электроны удерживаются в атоме за счет сил электростатического притяжения (кулоновских сил). Эта модель имела много противоречий и главное, не объясняла, почему электроны не падают на ядро, а также возможность поглощения и излучения им энергии.

Датский физик Н. Бор в 1913 году, взяв за основу модель атома Резерфорда, предложил модель атома, в которой электроны-частицы вращаются вокруг ядра атома примерно так же, как планеты обращаются вокруг Солнца.

Рис. 3. Планетарная модель Н. Бора

Бор предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными. Вне стационарных орбит электрон существовать не может. Почему это так, Бор в то время объяснить не мог. Но он показал, что такая модель (рис. 3) позволяет объяснить многие экспериментальные факты.

4. Формы атомных орбиталей

В настоящее время для описания строения атома используется квантовая механика. Это наука, главным аспектом в которой является то, что электрон обладает свойствами частицы и волны одновременно, т. е. корпускулярно-волновым дуализмом. Согласно квантовой механике, область пространства, в которой вероятность нахождения электрона наибольшая, называется орбиталью. Чем дальше электрон находится от ядра, тем меньше его энергия взаимодействия с ядром. Электроны с близкими энергиями образуют энергетический уровень. Число энергетических уровней равно номеру периода, в котором находится данный элемент в таблице Д. И. Менделеева. Существуют различные формы атомных орбиталей. (Рис. 4). d-орбиталь и f-орбиталь имеют более сложную форму.

Рис. 4. Формы атомных орбиталей


       

В электронной оболочке любого атома ровно столько электронов, сколько протонов в его ядре, поэтому атом в целом электронейтрален. Электроны в атоме размещаются так, чтобы их энергия была минимальной. Чем дальше электрон находится от ядра, тем больше орбиталей и тем сложнее они по форме. На каждом уровне и подуровне может помещаться только определенное количество электронов. Подуровни, в свою очередь, состоят из одинаковых по энергии орбиталей.

На первом энергетическом уровне, наиболее близком к ядру, может существовать одна сферическая орбиталь (1s). На втором энергетическом уровне – сферическая орбиталь, большая по размеру и три р-орбитали: 2s2ppp. На третьем уровне: 3s3ppp3ddddd.

Кроме движения вокруг ядра, электроны обладают еще движением, которое можно представить, как их движение вокруг собственной оси. Это вращение называется спином (в пер. с англ. «веретено»). На одной орбитали могут находиться лишь два электрона, обладающих противоположными (антипараллельными) спинами.

Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле N=2n2.

Где n – главное квантовое число (номер энергетического уровня). См. табл. 2

Табл. 2

Энергетический уровень

N

Электронная конфигурация

1-ый

2

1s2

2-ой

8

2s22p6

3-ий

18

3s23p63d10

4-ый

32

4s24p64d104f14

В зависимости от того, на какой орбитали находится последний электрон, различают s­, p-, d-элементы. Элементы главных подгрупп относятся к s­, p-элементам. В побочных подгруппах находятся d-элементы

5. Примеры написания электронно-графических формул атомов

Графическая схема строения электронных слоев атомов (электронно-графическая формула).

Для описания расположения электронов на атомных орбиталях используют электронную конфигурацию. Для её написания в строчку пишутся орбитали в условных обозначениях (s-­, p-, d-, f-орбитали), а перед ними – числа, обозначающие номер энергетического уровня. Чем больше число, тем дальше электрон находится от ядра. В верхнем регистре, над обозначением орбитали, пишется количество электронов, находящихся на данной орбитали (Рис. 5).

Рис. 5

Графически распределение электронов на атомных орбиталях можно представить в виде ячеек. Каждая ячейка соответствует одной орбитали. Для р-орбитали таких ячеек будет три, для d-орбитали – пять, для f-орбитали – семь. В одной ячейке может находиться 1 или 2 электрона. Согласно правилу Гунда, электроны распределяются на одинаковых по энергии орбиталях (например, на трех p-орбиталях) сначала по одному, и лишь когда в каждой такой орбитали уже находится по одному электрону, начинается заполнение этих орбиталей вторыми электронами. Такие электроны называют спаренными. Объясняют это тем, что в соседних ячейках электроны меньше отталкиваются друг от друга, как одноименно заряженные частицы.

См. рис. 6 для атома 7N.

Рис. 6

Электронная конфигурация атома скандия

21Sc: 1s2 2s22p63s23p64s23d1

Электроны внешнего энергетического уровня называются валентными. 21Sc относится к d-элементам.

Подведение итога урока

На уроке было рассмотрено строение атома, состояние электронов в атоме, введено понятие «атомная орбиталь и электронное облако». Учащиеся узнали, что такое форма орбиталей (s­, p-, d-орбитали), каково максимальное число электронов на энергетических уровнях и подуровнях, распределение электронов по энергетическим уровням, что такое s-, p — и d-элементы. Приведена графическая схема строения электронных слоев атомов (электронно-графическая формула).

Список литературы

1. Рудзитис Г. Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П. П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П. П. Попель, Л. С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.

3. А. В. Мануйлов, В. И. Родионов. Основы химии. Интернет-учебник.

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Internerurok. ru .

2. Hemi. nsu. ru .

3. Chemport. ru .

4. Химик .

Домашнее задание

1. №№5-7 (с. 22) Рудзитис Г. Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Напишите электронные формулы для следующих элементов: 6C, 12Mg, 16S, 21Sc.

3. Элементы имеют следующие электронные формулы: а) 1s2 2s2 2p4.б) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1. в) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2. Какие это элементы? Напишите их латинские символы и названия на латинском и русском языках.

dp-adilet.kz

Строение атома. Квантово-механическая модель атома

В нижеприведенной статье рассказывается об атоме и его строении: как его открывали, как развивали теорию в своих умах и при проведении экспериментов мыслители и ученые. Квантово-механическая модель атома как самая современная на сегодняшний день наиболее полно описывает его поведение и частицы, входящие в состав. О ней и ее особенностях читайте ниже.

Понятие атома

Химически неделимой минимальной частью химического элемента с набором характерных для него свойств является атом. В него входят электроны и ядро, которое, в свою очередь, содержит положительно заряженные протоны и незаряженные нейтроны. Если в нем содержится одинаковое число протонов и электронов, то сам атом будет электрически нейтральным. В ином случае у него появляется заряд: положительный или отрицательный. Тогда атом называется ионом. Таким образом осуществляется их классификация: химический элемент определяется количеством протонов, а его изотоп — нейтронами. Связываясь друг с другом на основе межатомных связей, атомы образуют молекулы.

Немного истории

Впервые об атомах заговорили древнеиндийские и древнегреческие философы. А в период семнадцатого и восемнадцатого веков химики подтвердили идею, экспериментально доказав, что некоторые вещества нельзя расщеплять на составляющие их элементы посредством химических опытов. Однако с конца девятнадцатого до начала двадцатого веков физики открыли субатомные частицы, благодаря чему стало понятно, что атом не является неделимым. В 1860 году химики сформулировали понятия атома и молекулы, где атом стал наименьшей частицей элемента, который входил в состав как простых, так и сложных веществ.

Модели строения атома

  1. Кусочки материи. Демокрит считал, что свойства веществ могут быть определены массой, формой и другими параметрами, которые характеризуют атомы. Например, огонь имеет острые атомы, из-за чего имеет способность обжигать; твердые тела содержат шероховатые частицы, благодаря чему сцепляются друг с другом очень крепко; в воде они гладкие, поэтому она имеет возможность течь. По Демокриту, даже человеческая душа состоит из атомов.
  2. Модели Томсона. Ученый рассматривал атом как положительно заряженное тело, внутри которого находятся электроны. Эти модели опроверг Резерфорд, проведя свой знаменитый опыт.
  3. Ранние планетарные модели Нагаоки. В начале двадцатого века Хантаро Нагаока предложил модели ядра атома, подобные планете Сатурн. В них вокруг маленького ядра, заряженного положительно, вращались объединенные в кольца электроны. Эти версии так же, как и предыдущие, оказались ошибочными.
  4. Планетарные модели Бора-Резерфорда. После проведения нескольких экспериментов Эрнест Резерфорд предположил, что атом подобен планетной системе. В нем электроны передвигаются по орбитам вокруг ядра, которое заряжено положительно и находится в центре. Но классическая электродинамика противоречила этому, так как, по ней, электрон, двигаясь, излучает электромагнитные волны, а потому теряет энергию. Бор ввел специальные постулаты, по которым электроны не излучали энергию, находясь при этом в некоторых специфических состояниях. Получалось, что классическая механика оказалась неспособной описать эти модели строения атома. Это в дальнейшем привело к появлению квантовой механики, позволяющей объяснить как данное явление, так и многие другие.

Квантово-механическая модель атома

Эта модель является развитием предыдущей. Квантово-механическая модель атома предполагает, что в ядре атома находятся не имеющие заряд нейтроны и положительно заряженные протоны. Вокруг него расположены отрицательно заряженные электроны. Но по квантовой механике, электроны не движутся по заранее заданным определенным траекториям.Так, в 1927 году В. Гейзенберг озвучил принцип неопределенности, по которому представляется невозможным точное определение координаты частицы и ее скорости или импульса.

Химические свойства электронов определены их оболочкой. В таблице Менделеева атомы расположены согласно электрическим зарядам ядер (речь идет о количестве протонов), нейтроны при этом не влияют на химические свойства. Квантово-механическая модель атома доказала, что основная его масса приходится на ядро, а доля электронов при этом остается незначительной. Она измеряется в атомных единицах массы, которая равна 1/12 массы атома изотопа углерода С12.

Волновая функция и орбиталь

Согласно принципу В. Гейзентберга, нельзя говорить со стопроцентной уверенностью о том, что электрон, который имеет определенную скорость, находится в какой-либо конкретной точке пространства. Для того чтобы описать свойства электронов, используют волновую функцию пси.

Вероятность обнаружения частицы в конкретное время прямо пропорциональна квадрату ее модуля, который вычислен для определенного времени. Пси в квадрате называют плотностью вероятности, которая характеризует электроны вокруг ядра в виде электронного облака. Чем она будет больше, тем вероятность электрона в определенном пространстве атома будет выше.

Для лучшего понимания можно представить наложенные фотографии одна на другую, где зафиксированы положения электрона в разные моменты времени. В том месте, где точек будет больше и облако станет самым плотным, и наиболее высока вероятность нахождения электрона.

Рассчитано, например, что квантово-механическая модель атома водорода включает в себя наибольшую плотность электронного облака, находящегося на расстоянии 0,053 нанометра от ядра.

Орбита из классической механики заменена в квантовой электронным облаком. Волновая функция электрона пси здесь называется орбиталью, которая характеризуется формой и энергией электронного облака в пространстве. Применительно к атому имеется в виду пространство вокруг ядра, в котором нахождение электрона является наиболее вероятным.

Невозможное — возможно?

Как и вся теория, квантово-механическая модель строения атома совершила поистине революцию в научном мире и среди обывателей. Ведь и по сей день трудно представить, что одна и та же частица в один и тот же момент времени может находиться одновременно не в одной, а в разных местах! Для защиты устоявшихся укладов говорят, что в микромире происходят события, которые немыслимы и не являются таковыми в макромире. Но так ли это на самом деле? Или люди просто боятся даже допустить возможность того, что «капля подобна океану и океан — капле»?

fb.ru

Строение атома и Периодическая система

05-Янв-2015 | комментария 2 | Лолита Окольнова

Задание А1 ГИА по химии —

 

Строение атома. Строение электронных оболочек атомов

 

В этом вопросе традиционно рассматривается:

  • строение s-, p- и d-элементов
  • соединения элементов (высшие оксиды, гидриды и т.д.)
  • графические схемы строения атомов

 

1 вариант:

Электронные слои  соответствуют периодам в Периодической системе.

 

В каком периоде находится элемент, столько у него электронных слоев.

 

Al и S оба в третьем периоде, значит, у них одинаковое число слоев, остальные в разных.

 

Ответ: 1)

 

2 вариант:

 

 

Количество электронов во внешнем слое соответствует № группы в Периодической системе

 

в III группе находится Al, у него 3 электрона на внешнем слое

 

Ответ: 3)

 

 3 вариант:

 

 

Здесь нужно сначала определить элемент, потом уже выбрать соединение, которое он образует.

 

Итого у атома 16 электронов (2+8+6). Получается, что этот элемент — S. Можно проверить себя — у атома серы 3 энергетических уровня (3 период), электроны расписаны в задании по трем слоям.

 

У элемента высшая с.о. (степень окисления) соответствует номеру группы в Периодической системе

 

Низшая с.о. у элементов I-III групп равна № группы, с IV по VII = № группы-8

 

Низшая степень окисления проявляется в соединениях с окончанием -ид — гидриды, сульфиды, галогениды и т.д. (кроме оксидов)

В нашем случае высший оксид образует элемент в высшей с.о. У серы высшая с.о. = № группы = 6, значит, оксид будет SO3

 

Ответ: 2)

 

 

Итого 2+8+4 = 14 электронов. Кремний — Si. Элемент находится в IV группе, значит, низшая с.о. = -4. Водородное соединение — гидрид — Sih5.

 

Ответ: 3)

 

4 вариант:

 

«обратная» задача

 

 

С.о.+6 возможна для элемента, располагающегося в VI группе периодической системы. Посчитаем данные количества электронов:

 

1) 16 — S

2) 20 — Ca

3) 13 — Al

4) 8 — O

 

В VI группе находятся два подходящих элемента — O и S.  Для кислорода с.о.+6 невозможна, значит, подходящий нам вариант — S

 

Ответ: 1)

 

5 вариант

 

схемы

 

 

Считаем электроны — на рисунке их 7. Такое количество соответствует элементу азоту  — N — 2 период V группа главная подгруппа (ее часто обозначают буквой А)

Ответ: 1)

 

 

Элемент, находящийся во 2-м периоде VI группе (главной подгруппе), — кислород O — 8 электронов.

 

Т.к. он находится во втором периоде, то электронных уровней будет всего 2. 2 электрона — на 1s-подуровне и 6 на втором

 

Ответ: 4)

 

 

3-й период V группа главная подгруппа — фосфор P. 15 электронов

 

можно выбрать ответ просто по сумме, можно рассмотреть электронное строение подробно: 1S22S22p63S23p3  (на первом уровне 2 электрона, на втором — 8, на 3 — 5)

 

Ответ: 1)

 

Еще на эту тему:

Обсуждение: «Строение атома и Периодическая система»

(Правила комментирования)

distant-lessons.ru

ядро, электронная оболочка. Понятие о химическом элементе. Схемы строения атомов на примере химических эле­ментов третьего периода

Билет № 17

  1. Строение атома: ядро, электронная оболочка. Хи­мический элемент. Схемы строения атомов на при­мере химических элементов третьего периода.
  2. Опыт. Проведение реакций, подтверждающих качественный состав выданной кислоты (серной или хлороводородной).

1. ПЛАН ОТВЕТА

  1. Строение атома: ядро, электронная оболочка.
  2. Понятие о химическом элементе.
  3. Схемы строения атомов на примере химических эле­ментов третьего периода.

В результате экспериментов, посвященных изу­чению строения атома, было установлено, что атом состоит из положительно заряженного ядра и элек­тронной оболочки.

Ядро образовано протонами и нейтронами.

Протон — это частица, имеющая положитель­ный заряд (+1).

Нейтрон — это нейтральная частица, заряд ее равен 0.

Из определений следует, что величина заряда яд­ра атома равна числу протонов и имеет положитель­ное значение.

Электронная оболочка образована электронами, заряд у которых отрицательный. Число электронов равно числу протонов, поэтому заряд атома в целом равен 0 (т. е. атом электронейтральная частица).

Число протонов, а следовательно, заряд ядра и число электронов численно равны порядковому но­меру химического элемента.

Практически вся мас­са атома сосредоточена в ядре. Это связано с тем, что масса электрона настолько меньше массы протона или нейтрона, что ею пренебрегают (не учитывают).

Электроны двигаются вокруг ядра атома, не беспо­рядочно, а в зависимости от энергии, которой они об­ладают, образуя так называемый электронный слой.

На каждом электронном слое может располагать­ся определенное число электронов:

на первом — не больше двух,

на втором — не больше восьми,

на третьем — не больше восемнадцати.

Число электронных слоев определяется по номе­ру периода, в котором расположен химический эле­мент.

Число электронов на последнем (внешнем) слое определяется по номеру группы рассматриваемого элемента.

Так, например, кислород расположен во втором периоде VI группы. Из этого следует, что у него два электронных слоя и на внешнем (втором) располо­жено шесть электронов.

Электронные слои заполняются у атомов посте­пенно, по мере увеличения общего числа электро­нов, которое соответствует порядковому номеру хи­мического элемента. В сумме на первых двух элек­тронных слоях может располагаться не более 10 электронов, т. е. элементом, завершающим второй период, является неон (Ne).

У атомов третьего периода в атоме находит­ся три электронных слоя. Первый и второй электронные слои заполнены элект­ронами до предела. Для первого представителя элементов третьего периода натрия схема расположе­ния электронов в атоме выглядит так:

Na

2 8 1

Из схемы видно, что атом натрия имеет заряд яд­ра + 11. Электронную оболочку атома составляют 11 электронов. На первом электронном слое нахо­дится два электрона, на втором — восемь, а на третьем — один элект­рон. У магния, как элемента II груп­пы этого периода, на внешнем элек­тронном слое находится уже два электрона:

Mg

2 8 2

Для остальных элементов периода изменение строения атома происходит аналогично. У каждого последующего элемента, в отличие от предыдущего, заряд ядра больше на одну единицу и на внешнем электронном слое расположено на один электрон больше. Число электронов, располагающихся на внешнем электронном слое, равно номеру группы.

Завершает период аргон. Заряд его ядра +18. Это элемент VIII группы, поэтому на внешнем электронном слое его атома находится восемь электронов:

Ar

2 8 8

Далее можно сделать выводы и об изменении свойств элементов в периоде.

Любой период (кроме первого) начинается типич­ным металлом. В третьем периоде это натрий Na. Далее следует магний Mg, также обладающий ярко выраженными металлическими свойствами. Сле­дующий элемент в периоде — алюминий А1. Это ам-фотерный элемент, проявляющий двойственные свойства (и металлов и неметаллов). Остальные эле­менты в периоде — неметаллы: кремний Si, фосфор Р, хлор С1. И заканчивается период инертным газом аргоном Аг.

Таким образом, в периоде происходит постепен­ное ослабление металлических свойств и возраста­ние свойств неметаллов. Такое изменение свойств объясняется увеличением числа электронов на вне­шнем электронном слое: от 1—2, характерных для металлов, и заканчивая 5—8 электронами, соответ­ствующими элементам-неметаллам.

2. ОПЫТ

Серная и хлороводородная кислоты при диссоциа­ции в водном растворе образуют ионы Н+, Сl, SO42-

НС1  Н+ + Сl

H2S04  2Н+ + SO42

  1. Реактивом на ион Н+ служит раствор индика­тора: лакмус краснеет, а метиловый оранжевый — розовеет.
  2. Реактивом на сульфат-ион SO42- является ион Ва2+ . Если к серной кислоте добавить раствор хло­рида бария, то выпадет белый осадок сульфата ба­рия:

ВаС12 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2НС1

Ва2+ + SO42-= BaSO4

3. Реактив на хлорид-ион Сl — растворимые со­ли серебра, например нитрат AgN03. При их взаимодействии образуется белый осадок хлорида серебра:

AgNO3 + НС1 = AgCl↓ + HNO3

Ag+ + Сl = AgCl↓

koledj.ru

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о