La compilarea ecuațiilor ionice, trebuie să ne ghidăm după faptul că formulele substanțelor cu disociere scăzută, insolubile și gazoase sunt scrise în formă moleculară. Dacă o substanță precipită, atunci, după cum știți deja, o săgeată îndreptată în jos (↓) este plasată lângă formula sa, iar dacă o substanță gazoasă este eliberată în timpul reacției, atunci o săgeată în sus () este plasată lângă formula sa.

De exemplu, dacă se adaugă o soluție de clorură de bariu BaCl 2 la o soluție de sulfat de sodiu Na 2 SO 4 (Fig. 132), atunci se formează un precipitat alb de sulfat de bariu BaSO 4 ca rezultat al reacției. Scriem ecuația reacției moleculare:

Orez. 132.
Reacția dintre sulfatul de sodiu și clorura de bariu

Rescriem această ecuație, înfățișând electroliții puternici ca ioni și pe cei care părăsesc sfera de reacție ca molecule:

Am notat astfel ecuația completă a reacției ionice. Dacă excludem ioni identici din ambele părți ale ecuației, adică ionii care nu participă la reacție (2Na + și 2Cl - pe părțile stânga și dreapta ale ecuației), atunci obținem ecuația reacției ionice reduse:

Această ecuație arată că esența reacției se reduce la interacțiunea ionilor de bariu Ba 2+ și ionilor sulfat, în urma căreia se formează un precipitat de BaS04. În acest caz, nu contează deloc ce electroliți au inclus acești ioni înainte de reacție. O interacţiune similară poate fi de asemenea observată între K2S04 şi Ba(NO3)2, H2SO4 şi BaCl2.

Experimentul de laborator nr 17
Interacțiunea soluțiilor de clorură de sodiu și azotat de argint

La 1 ml de soluție de clorură de sodiu într-o eprubetă, adăugați câteva picături de soluție de azotat de argint cu o pipetă. La ce te uiti? Scrieți ecuațiile moleculare și ionice ale reacției. Conform ecuației ionice prescurtate, oferiți mai multe opțiuni pentru efectuarea unei astfel de reacții cu alți electroliți. Notează ecuațiile moleculare ale reacțiilor efectuate.

Astfel, ecuațiile ionice prescurtate sunt ecuații într-o formă generală care caracterizează esența unei reacții chimice și arată care ioni reacționează și ce substanță se formează ca rezultat.

Orez. 133.
Reacția dintre acidul azotic și hidroxidul de sodiu

Dacă se adaugă un exces de soluție de acid azotic (Fig. 133) la o soluție de hidroxid de sodiu, colorată purpurie de fenolftaleină, soluția va deveni incoloră, ceea ce va servi drept semnal pentru apariția unei reacții chimice:

NaOH + HNO3 \u003d NaNO3 + H2O.

Ecuația ionică completă pentru această reacție este:

Na + + OH - + H + + NO 3 = Na + + NO - 3 + H 2 O.

Dar, deoarece ionii Na + și NO - 3 din soluție rămân neschimbați, ei nu pot fi scriși și, în cele din urmă, ecuația reacției ionice abreviate este scrisă după cum urmează:

H + + OH - \u003d H2O.

Arată că interacțiunea dintre un acid puternic și un alcalin se reduce la interacțiunea ionilor H + și ionilor OH -, în urma căreia se formează o substanță cu disociere scăzută - apa.

O astfel de reacție de schimb poate avea loc nu numai între acizi și alcaline, ci și între acizi și baze insolubile. De exemplu, dacă obțineți un precipitat albastru de hidroxid de cupru (II) insolubil prin reacția sulfatului de cupru (II) cu alcalii (Fig. 134):

și apoi împărțiți precipitatul rezultat în trei părți și adăugați o soluție de acid sulfuric la precipitatul din prima eprubetă, acid clorhidric la precipitatul din a doua eprubetă și o soluție de acid azotic la precipitatul din a treia eprubetă. , apoi precipitatul se va dizolva în toate cele trei eprubete (Fig. 135) .

Orez. 135.
Interacțiunea hidroxidului de cupru (II) cu acizii:
a - sulfuric; b - sare; în - azot

Aceasta va însemna că în toate cazurile a avut loc o reacție chimică, a cărei esență este reflectată folosind aceeași ecuație ionică.

Cu(OH)2 + 2H + = Cu2+ + 2H2O.

Pentru a verifica acest lucru, notați ecuațiile ionice moleculare, complete și abreviate ale reacțiilor de mai sus.

Experimentul de laborator nr. 18
Obținerea hidroxidului insolubil și interacțiunea acestuia cu acizii

Se toarnă 1 ml de soluție de clorură sau sulfat de fier (III) în trei eprubete. Se toarnă 1 ml de soluție alcalină în fiecare eprubetă. La ce te uiti? Apoi adăugați soluții de acizi sulfuric, azotic și respectiv clorhidric în eprubete, până când precipitatul dispare. Scrieți ecuațiile moleculare și ionice ale reacției.

Sugerați mai multe opțiuni pentru efectuarea unei astfel de reacții cu alți electroliți. Notați ecuațiile moleculare pentru reacțiile propuse.

Luați în considerare reacțiile ionice care au loc cu formarea gazului.

Se toarnă 2 ml soluții de carbonat de sodiu și carbonat de potasiu în două eprubete. Apoi turnați acid clorhidric în primul și o soluție de acid azotic în al doilea (Fig. 136). În ambele cazuri, vom observa o „fierbere” caracteristică datorită dioxidului de carbon degajat.

Orez. 136.
Interacțiunea carbonaților solubili:
a - cu acid clorhidric; b - cu acid azotic

Să scriem ecuațiile reacțiilor moleculare și ionice pentru primul caz:

Reacțiile care apar în soluțiile de electroliți sunt scrise folosind ecuații ionice. Aceste reacții se numesc reacții de schimb ionic, deoarece electroliții își schimbă ionii în soluție. Astfel, se pot trage două concluzii.

Cuvinte cheie și expresii

1. Ecuații moleculare și ionice ale reacțiilor.
2. Reacții de schimb ionic.
3. Reacții de neutralizare.

Lucrați cu computerul

1. Consultați aplicația electronică. Studiați materialul lecției și finalizați sarcinile propuse.
2. Căutați pe Internet adrese de e-mail care pot servi ca surse suplimentare care dezvăluie conținutul cuvintelor cheie și al frazelor din paragraf. Oferă profesorului ajutorul tău în pregătirea unei noi lecții - întocmește un raport asupra cuvintelor și frazelor cheie din următorul paragraf.

Întrebări și sarcini

Echilibrează ecuația moleculară completă.Înainte de a scrie ecuația ionică, ecuația moleculară originală trebuie echilibrată. Pentru a face acest lucru, este necesar să plasați coeficienții corespunzători în fața compușilor, astfel încât numărul de atomi ai fiecărui element din partea stângă să fie egal cu numărul lor din partea dreaptă a ecuației.

• Notați numărul de atomi ai fiecărui element de pe ambele părți ale ecuației.
• Adăugați coeficienți în fața elementelor (cu excepția oxigenului și hidrogenului), astfel încât numărul de atomi ai fiecărui element din partea stângă și dreaptă a ecuației să fie același.
• Echilibrează atomii de hidrogen.
• Echilibrează atomii de oxigen.
• Numărați numărul de atomi ai fiecărui element de pe ambele părți ale ecuației și asigurați-vă că este același.
• De exemplu, după echilibrarea ecuației Cr + NiCl 2 --> CrCl 3 + Ni, obținem 2Cr + 3NiCl 2 --> 2CrCl 3 + 3Ni.

Determinați starea fiecărei substanțe care participă la reacție. Adesea, acest lucru poate fi judecat după starea problemei. Există anumite reguli care ajută la determinarea stării în care se află un element sau o conexiune.

Determinați ce compuși se disociază (se separă în cationi și anioni) în soluție.În timpul disocierii, compusul se descompune în componente pozitive (cation) și negative (anion). Aceste componente vor intra apoi în ecuația ionică a reacției chimice.

Calculați sarcina fiecărui ion disociat. Când faceți acest lucru, amintiți-vă că metalele formează cationi încărcați pozitiv, iar atomii nemetalici se transformă în anioni negativi. Determinați sarcinile elementelor conform tabelului periodic. De asemenea, este necesar să echilibrați toate sarcinile în compuși neutri.

Rescrieți ecuația astfel încât toți compușii solubili să fie separați în ioni individuali. Orice lucru care disociază sau ionizează (cum ar fi acizii puternici) se va împărți în doi ioni separați. În acest caz, substanța va rămâne în stare dizolvată ( rr). Verificați dacă ecuația este echilibrată.

• Solidele, lichidele, gazele, acizii slabi și compușii ionici cu solubilitate scăzută nu își vor schimba starea și nu se vor separa în ioni. Lasă-le așa cum sunt.
• Compușii moleculari se vor disipa pur și simplu în soluție, iar starea lor se va schimba în dizolvată ( rr). Există trei compuși moleculari care nu du-te la stat ( rr), acesta este CH 4( G), C3H8( G) și C8H18( bine) .
• Pentru reacția luată în considerare, ecuația ionică completă poate fi scrisă sub următoarea formă: 2Cr ( televizor) + 3Ni 2+ ( rr) + 6Cl - ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 6Cl - ( rr) + 3Ni ( televizor). Dacă clorul nu face parte din compus, se descompune în atomi individuali, așa că înmulțim numărul de ioni de Cl cu 6 de ambele părți ale ecuației.

Anulați aceiași ioni din partea stângă și dreaptă a ecuației. Puteți tăia doar acei ioni care sunt complet identici de ambele părți ale ecuației (au aceleași sarcini, indice și așa mai departe). Rescrie ecuația fără acești ioni.

• În exemplul nostru, ambele părți ale ecuației conțin 6 ioni Cl -, care pot fi tăiați. Astfel, obținem o scurtă ecuație ionică: 2Cr ( televizor) + 3Ni 2+ ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 3Ni ( televizor) .
• Verificați rezultatul. Sarcinile totale ale părților stânga și dreaptă ale ecuației ionice trebuie să fie egale.

Deoarece electroliții în soluție sunt sub formă de ioni, reacțiile dintre soluțiile de săruri, baze și acizi sunt reacții între ioni, adică. reacții ionice. Unii dintre ioni, care participă la reacție, duc la formarea de noi substanțe (substanțe cu disociere scăzută, precipitații, gaze, apă), în timp ce alți ioni, fiind prezenți în soluție, nu dau substanțe noi, dar rămân în soluţie. Pentru a arăta interacțiunea a căror ioni conduce la formarea de noi substanțe, sunt compuse ecuații ionice moleculare, complete și scurte.

LA ecuații moleculare Toate substanțele sunt reprezentate ca molecule. Ecuații ionice complete arată întreaga listă de ioni prezenți în soluție în timpul unei reacții date. Ecuații ionice scurte sunt compuse numai din acei ioni, a căror interacțiune duce la formarea de noi substanțe (substanțe ușor disociante, precipitații, gaze, apă).

La compilarea reacțiilor ionice, trebuie amintit că substanțele sunt ușor disociate (electroliți slabi), ușor - și puțin solubile (precipitare - " H”, “M”, vezi anexa‚ tabel 4) și gazoase sunt scrise sub formă de molecule. Electroliții puternici, aproape complet disociați, sunt sub formă de ioni. Semnul „↓” după formula unei substanțe indică faptul că această substanță este îndepărtată din sfera de reacție sub formă de precipitat, iar semnul „”, indică îndepărtarea unei substanțe sub formă de gaz.

Procedura de compilare a ecuațiilor ionice din ecuații moleculare cunoscute luați în considerare exemplul reacției dintre soluțiile de Na 2 CO 3 și HCl.

1. Ecuația reacției se scrie sub formă moleculară:

Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2CO3

2. Ecuația se rescrie sub formă ionică, în timp ce substanțele bine disociate se scriu sub formă de ioni, iar substanțele cu disociere scăzută (inclusiv apa), gazele sau substanțele greu solubile sunt scrise sub formă de molecule. Coeficientul dinaintea formulei unei substanțe din ecuația moleculară se aplică în mod egal fiecărui ion care alcătuiește substanța și, prin urmare, este scos în ecuația ionică înaintea ionului:

2 Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl -<=>2Na + + 2CI - + CO2 + H2O

3. Din ambele părți ale egalității, ionii care apar în părțile din stânga și din dreapta sunt excluși (reduși) (subliniați cu liniuțele corespunzătoare):

2 Na++ CO32- + 2H++ 2Cl-<=> 2Na+ + 2Cl-+ CO2 + H2O

4. Ecuația ionică se scrie în forma sa finală (ecuația ionică scurtă):

2H + + CO 3 2-<=>CO2 + H2O

Dacă în cursul reacției se formează substanțe ușor disociate și/sau greu solubile și/sau gazoase și/sau apă și astfel de compuși sunt absenți în substanțele inițiale, atunci reacția va fi practic ireversibilă ( →), iar pentru aceasta este posibil să se compună o ecuație ionică moleculară, completă și scurtă. Dacă astfel de substanțe există atât în ​​reactanți, cât și în produse, atunci reacția va fi reversibilă (<=>):

ecuație moleculară: CaC03 + 2HCI<=>CaCI2 + H20 + CO2

Ecuație ionică completă: CaCO 3 + 2H + + 2Cl -<=>Ca2+ + 2CI - + H2O + CO2

În soluțiile de electroliți, reacțiile apar între ionii hidratați, motiv pentru care se numesc reacții ionice. În direcția lor, natura și rezistența legăturii chimice din produsele de reacție sunt de mare importanță. De obicei, schimbul în soluții de electroliți duce la formarea unui compus cu o legătură chimică mai puternică. Deci, în timpul interacțiunii soluțiilor de săruri de clorură de bariu BaCl 2 și sulfat de potasiu K 2 SO 4 în amestec vor exista patru tipuri de ioni hidratați Ba 2 + (H 2 O) n, Cl - (H 2 O) m , K + (H 2 O) p, SO 2 -4 (H 2 O) q, între care se va produce o reacție conform ecuației:

BaCl 2 + K 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2 KCl

Sulfatul de bariu va precipita sub formă de precipitat, în cristalele căruia legătura chimică dintre ionii Ba 2+ și SO 2- 4 este mai puternică decât legătura cu moleculele de apă care îi hidratează. Legătura dintre ionii K+ și Cl - depășește doar puțin suma energiilor lor de hidratare, astfel încât ciocnirea acestor ioni nu va duce la formarea unui precipitat.

Prin urmare, se poate trage următoarea concluzie. Reacțiile de schimb apar în timpul interacțiunii unor astfel de ioni, energia de legare între care în produsul de reacție este mult mai mare decât suma energiilor lor de hidratare.

Reacțiile de schimb ionic sunt descrise prin ecuații ionice. Compușii puțin solubili, volatili și ușor disociați sunt scriși în formă moleculară. Dacă în timpul interacțiunii soluțiilor de electroliți nu se formează niciunul dintre tipurile indicate de compuși, aceasta înseamnă că practic nu au loc reacții.

Formarea de compuși puțin solubili

De exemplu, interacțiunea dintre carbonatul de sodiu și clorura de bariu sub forma unei ecuații moleculare este scrisă ca:

Na 2 CO 3 + BaCl 2 \u003d BaCO 3 + 2NaCl sau sub forma:

2Na + + CO 2- 3 + Ba 2+ + 2Cl - \u003d BaCO 3 + 2Na + + 2Cl -

Doar ionii Ba 2+ și CO -2 au reacționat, starea ionilor rămași nu s-a schimbat, astfel încât ecuația ionică scurtă va lua forma:

CO 2- 3 + Ba 2+ \u003d BaCO 3

Formarea substanțelor volatile

Ecuația moleculară pentru interacțiunea dintre carbonatul de calciu și acidul clorhidric este scrisă după cum urmează:

CaCO 3 + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2 O + CO 2

Unul dintre produșii de reacție - dioxid de carbon CO 2 - a fost eliberat din sfera de reacție sub formă de gaz. Ecuația ionică extinsă are forma:

CaCO 3 + 2H + + 2Cl - \u003d Ca 2+ + 2Cl - + H 2 O + CO 2

Rezultatul reacției este descris de următoarea ecuație ionică scurtă:

CaCO 3 + 2H + \u003d Ca 2+ + H 2 O + CO 2

Formarea unui compus ușor disociat

Un exemplu de astfel de reacție este orice reacție de neutralizare, care are ca rezultat formarea de apă - un compus ușor disociat:

NaOH + HCl \u003d NaCl + H2O

Na + + OH- + H + + Cl - \u003d Na + + Cl - + H 2 O

OH- + H + \u003d H2O

Din ecuația ionică scurtă rezultă că procesul a fost exprimat în interacțiunea ionilor H+ și OH-.

Toate cele trei tipuri de reacții merg ireversibil, până la capăt.

Dacă soluțiile de, de exemplu, clorură de sodiu și azotat de calciu sunt drenate, atunci, după cum arată ecuația ionică, nu va avea loc nicio reacție, deoarece nu se formează nici un precipitat, nici un gaz, nici un compus cu disociere scăzută:

Conform tabelului de solubilitate, stabilim că AgNO 3, KCl, KNO 3 sunt compuși solubili, AgCl este o substanță insolubilă.

Compunem ecuația ionică a reacției, ținând cont de solubilitatea compușilor:

O scurtă ecuație ionică dezvăluie esența transformării chimice în curs. Se poate observa că doar ionii Ag+ și Сl - au luat parte efectiv la reacție. Restul ionilor au rămas neschimbați.

Exemplul 2. Realizați o ecuație de reacție moleculară și ionică între: a) clorură de fier (III) și hidroxid de potasiu; b) sulfat de potasiu și iodură de zinc.

a) Compunem ecuația moleculară pentru reacția dintre FeCl 3 și KOH:

Conform tabelului de solubilitate, stabilim ca din compusii obtinuti numai hidroxidul de fier Fe (OH) 3 este insolubil. Compunem ecuația reacției ionice:

Ecuația ionică arată că coeficienții 3 din ecuația moleculară se aplică în mod egal ionilor. Aceasta este regula generală pentru scrierea ecuațiilor ionice. Să descriem ecuația reacției într-o formă ionică scurtă:

Această ecuație arată că numai ionii Fe3+ și OH- au luat parte la reacție.

b) Să facem o ecuație moleculară pentru a doua reacție:

K 2 SO 4 + ZnI 2 \u003d 2KI + ZnSO 4

Din tabelul de solubilitate rezultă că compușii inițiali și obținuți sunt solubili, prin urmare reacția este reversibilă, nu ajunge la final. Într-adevăr, aici nu se formează nici un precipitat, nici un compus gazos, nici un compus ușor disociat. Să compunem ecuația completă a reacției ionice:

2K + + SO 2- 4 + Zn 2+ + 2I - + 2K + + 2I - + Zn 2+ + SO 2- 4

Exemplul 3. Conform ecuației ionice: Cu 2+ +S 2- -= CuS, se întocmește o ecuație moleculară pentru reacție.

Ecuația ionică arată că în partea stângă a ecuației ar trebui să fie molecule de compuși care conțin ioni Cu 2+ și S 2-. Aceste substanțe trebuie să fie solubile în apă.

Conform tabelului de solubilitate, selectăm doi compuși solubili, care includ cationul Cu 2+ și anionul S 2-. Să facem o ecuație moleculară a reacției dintre acești compuși:

CuS04 + Na2S CuS + Na2SO4

Când sunt dizolvate în apă, nu toate substanțele au capacitatea de a conduce electricitatea. Compușii aceia, apă solutii care sunt capabile să conducă curentul electric se numesc electroliti. Electroliții conduc curentul datorită așa-numitei conductivitati ionice, pe care o au mulți compuși cu structură ionică (săruri, acizi, baze). Există substanțe care au legături puternic polare, dar în soluție suferă ionizare incompletă (de exemplu, clorură de mercur II) - aceștia sunt electroliți slabi. Mulți compuși organici (glucide, alcooli) dizolvați în apă nu se descompun în ioni, dar își păstrează structura moleculară. Astfel de substanțe nu conduc electricitatea și sunt numite neelectroliţi.

Iată câteva regularități, ghidate după care este posibil să se determine dacă unul sau altul compus aparține electroliților puternici sau slabi:

1. acizi . Printre cei mai comuni acizi tari sunt HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4. Aproape toți ceilalți acizi sunt electroliți slabi.
2. Fundamente. Cele mai comune baze tari sunt hidroxizii metalelor alcaline și alcalino-pământoase (excluzând Be). Electrolit slab - NH3.
3. Sare. Cele mai comune săruri - compușii ionici - sunt electroliți puternici. Excepțiile sunt în principal sărurile metalelor grele.

Teoria disocierii electrolitice

Electroliții, atât puternici, cât și slabi, și chiar cei foarte diluați, nu se supun legea lui Raoultși . Având capacitatea de a conduce electricitatea, presiunea de vapori a solventului și punctul de topire al soluțiilor de electroliți vor fi mai mici, iar punctul de fierbere va fi mai mare în comparație cu aceleași valori ale unui solvent pur. În 1887, S. Arrhenius, studiind aceste abateri, a ajuns la crearea unei teorii a disocierii electrolitice.

Disocierea electrolitică presupune că moleculele de electroliți în soluție se descompun în ioni încărcați pozitiv și negativ, care se numesc cationi și, respectiv, anioni.

Teoria propune următoarele postulate:

1. În soluții, electroliții se descompun în ioni, adică. disocia. Cu cât soluția de electrolit este mai diluată, cu atât gradul ei de disociere este mai mare.
2. Disocierea este un fenomen reversibil și de echilibru.
3. Moleculele de solvent interacționează infinit slab (adică soluțiile sunt aproape de ideale).

Diferiții electroliți au grade diferite de disociere, care depinde nu numai de natura electrolitului în sine, ci și de natura solventului, precum și de concentrația și temperatura electrolitului.

Gradul de disociere α , arată câte molecule n degradat în ioni, în comparație cu numărul total de molecule dizolvate N:

α = n/N

În absența disocierii, α = 0, cu disocierea completă a electrolitului, α = 1.

Din punct de vedere al gradului de disociere, în funcție de forță, electroliții se împart în puternici (α> 0,7), rezistență medie (0,3> α> 0,7), slabi (α).< 0,3).

Mai exact, procesul de disociere a electroliților se caracterizează constanta de disociere, independent de concentrația soluției. Dacă prezentăm procesul de disociere a electroliților într-o formă generală:

A a B b ↔ aA — + bB +

K = a b /

Pentru electroliți slabi concentrația fiecărui ion este egală cu produsul lui α cu concentrația totală de electrolit C, astfel încât expresia constantei de disociere poate fi convertită:

K = α 2 C/(1-α)

Pentru soluții diluate(1-α) =1, atunci

K = α 2 C

De aici este ușor de găsit gradul de disociere

Ecuații ionico-moleculare

Luați în considerare un exemplu de neutralizare a unui acid puternic de către o bază puternică, de exemplu:

HCl + NaOH = NaCI + HOH

Procesul este prezentat sub formă ecuație moleculară. Se știe că atât materiile prime, cât și produsele de reacție sunt complet ionizate în soluție. Prin urmare, reprezentăm procesul în formă ecuație ionică completă:

H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + CI - + HOH

După „reducerea” ionilor identici în părțile din stânga și din dreapta ecuației, obținem ecuația ionică redusă:

H + + OH - = HOH

Vedem că procesul de neutralizare se reduce la combinația de H + și OH - și formarea apei.

La compilarea ecuațiilor ionice, trebuie amintit că numai electroliții puternici sunt scrisi în formă ionică. Electroliții slabi, solidele și gazele sunt scrise în forma lor moleculară.

Procesul de precipitare se reduce la interacțiunea doar a Ag + și I - și formarea de AgI insolubil în apă.

Pentru a afla dacă substanța care ne interesează este capabilă de solubilitate în apă, este necesar să folosiți tabelul de insolubilitate.

Să luăm în considerare al treilea tip de reacții, în urma căruia se formează un compus volatil. Acestea sunt reacții de interacțiune a carbonaților, sulfiților sau sulfurilor cu acizii. De exemplu,

La amestecarea unor soluții de compuși ionici, interacțiunea dintre ei poate să nu aibă loc, de exemplu

Deci, pentru a rezuma, observăm că transformări chimice apare atunci când este îndeplinită una dintre următoarele condiții:

• Formarea non-electroliților. Apa poate acționa ca un non-electrolit.
• Formarea sedimentelor.
• Eliberare de gaz.
• Formarea unui electrolit slab, precum acidul acetic.
• Transferul unuia sau mai multor electroni. Acest lucru se realizează în reacțiile redox.
• Formarea sau ruperea unuia sau mai multor

Categorii,