Materiał powtórzeniowy do sprawdzianu dla klas I LO: kwasy i sole + zadania
I. Kwasy nieorganiczne - to związki o ogólnym wzorze HnR, gdzie R - reszta
kwasowa, a n liczba atomów wodoru, w roztworach wodnych ulegają dysocjacji
elektrolitycznej wg ogólnego wozoru: HnR "! nH+ + Rn- (kwasy wielowodorowe
dysocjujÄ… wieloetapowo).
1. Podział kwasów nieorganicznych
Kwasy nieorganiczne
Ze względu na moc
Ze względy na obecność Ze względu na liczbę
(stałą dysocjacji)
atomów tlenu w cząsteczce atomów wodoru
Kwasy Kwasy
Kwasy
Kwasy Kwasy Kwasy
tlenowe beztlenowe
wielopro-
jednopro- mocne słabe
(oksokwasy) (reszta nie
tonowe
tonowe
HnR,
R = EmOz zawiera HR
n > 1
tlenu )
2. Wzory i nazwy kwasów ważniejszych tlenowych (oksokwasów). Uwaga * - oznacza, że
dany kwas nie jest znany jako czysty kwas, występuje tylko w roztworach lub jako
reszta w solach. R - kolor zielony
Wzór Nazwa systematyczna Wzór Nazwa systematyczna
sumaryczny kwasu sumaryczny kwasu
kwasu kwasu
*H3AsO4 Kw. arsenowy(V) H3PO4 Kw. ortofosforowy(V)
H3BO3 Kw. borowy(III) H4P2O7 Kw. pirofosforowy(V)
*H2CO3 Kw. węglowy(IV) HPO3 Kw. metafosforowy(V)
*HClO Kw. chlorowy(I) H2PHO3 *Kw. fosforowy(III)
*HClO2 Kw. chlorowy(III) H2SO4 Kw. siarkowy(VI)
*HClO3 Kw. chlorowy(V) *H2SO3 Kw. siarkowy(IV)
HClO4 Kw. chlorowy(VII) *H2SO2 Kw. siarkowy(II)
*H2CrO4 Kw. chromowy(VI) H2S2O7 Kw. pirosiarkowy(VI)
*H2Cr2O7 Kw. dichormowy(VI) H2S2O3 Kw. tiosiarkowy(IV)
HIO3 Kw. jodowy(V) *H2SiO3 Kw. metakrzemowy(IV)
H5IO6 Kw. ortojodowy(VII) H4SiO4 Kw. ortokrzemowy(IV)
*HMnO4 Kw. manganowy(VII) H6TeO6 Kw. tellurowy(VI)
*HNO2 Kw. azotowy(III) HOCN Kw. cyjanowy
HNO3 Kw. azotowy(V) HNCO Kw. izocjanowy
*H2MnO4 Kw. manganowy(VI)
Uwaga *Kw. fosforowy(III) H2PHO3 (H3PO3) - jest kwasem dwuprotonowym (jeden
atom wodoru związany jest bezpośrednio z atomem P i nie ulega odszczepieniu w trakcie
dysocjacji elektrolitycznej (jonowej)
Zestaw kwasów tlenowych - obowiązkowa znajomość
Wzór Nazwa kwasu tlenowego Reszta Nazwa soli pochodzącej
sumaryczny kwasowa - od tego kwasu
anion
*H2CO3 Kw. węglowy(IV) CO32- węglan(IV)/ węglan
*HClO Kw. chlorowy(I) ClO- chloran(I)
*HClO2 Kw. chlorowy(III) ClO2- chloran(III)
*HClO3 Kw. chlorowy(V) ClO3- chloran(V)
HClO4 Kw. chlorowy(VII) ClO4- chloran(VII)
*HNO2 Kw. azotowy(III) NO2- azotan(III)
HNO3 Kw. azotowy(V) NO3- azotan(V)
H3PO4 Kw. ortofosforowy(V) PO43- ortofosforan(V)
H2SO4 Kw. siarkowy(VI) SO42- siarczan(VI)
*H2SO3 Kw. siarkowy(IV SO32- siarczan(IV)
*H2SiO3 Kw. metakrzemowy(IV) SiO32- metakrzemian(IV)
3. Wzory i nazwy kwasów beztlenowych
Wzór sumaryczny Nazwa systematyczna Wzór reszty Nazwa soli
kwasu kwasu kwasowej- anion
HF(aq) Kw. fluorowodorowy F- Fluorek
HCl(aq) Kw. chlorowodorowy Cl- Chlorek
HBr(aq) Kw. bromowodorowy Br- Bromek
HI(aq) Kw. jodowodorowy I- Jodek
H2S(aq) Kw. siarkowodorowy S2- Siarczek
H2Se(aq) Kw. selenowodorowy Se2- Selenek
H2Te(aq) Kw. tellurowodorowy Te2- Tellurek
HN3(aq) Kw. azotowodorowy N3- Azydek
HCN(aq) Kw. cyjanowodorowy CN- Cyjanek
4. Otrzymywanie kwasów
a) kwasy beztlenowe - rozpuszczanie kwasowych wodorków (patrz tab. w pkt. 3 oraz w
części dot. wodorków ) w wodzie
b) kwasy tlenowe
* rozpuszczanie tlenków kwasowych w wodzie
SO2 + H2O Ä…ð H2SO3 Cl2O + H2O Ä…ð 2HClO
N2O5 + H2O Ä…ð 2HNO3 2ClO2 + H2O Ä…ð HClO2 + HClO3
2NO2 (N2O4 ) + H2O Ä…ð HNO3 + HNO2 Cl2O7 + H2O Ä…ð 2HClO4
P4O10 + 6H2O Ä…ð 4H3PO4
* wypieranie kwasu nierozpuszczalnego w wodzie z soli przez kwas mocniejszy
Na2SiO3 + 2HCl Ä…ð H2SiO3 + 2NaCl
2Na+ + SiO32- + 2H+ + 2Cl- Ä…ð H2SiO3 + 2Na+ + 2Cl-
2H+ + SiO32- Ä…ð H2SiO3
5. Moc kwasów
a) kwasów beztlenowych - w grupach i okresach rośnie wraz ze wzrostem liczby
atomowej Z pierwiastka: HF < HCl < HBr < HI,
H2S < HCl i H2Se < HBr
b) moc kwasów tlenowych wzrasta wraz ze wzrostem atomów tlenu w cząsteczce kwasu:
HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4; HNO2 < HNO3; H2SO3 < H2SO4
c) moc kwasów tlenowych w grupie maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej Z atomu
centralnego: HIO < HBrO < HClO
d) moc kwasów tlenowych w okresach wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej Z
atomu centralnego: H4SiO4 < H3PO4 < H2SO4 d" HClO4
e) kwasy mocne: azotowy(V); siarkowy(VI); chlorowy(VII), chlorowodorowy,
bromowodorowy, jodowodorowy.
f) pozostałe kwasy należą do kwasów średniomocnych i słabych, niektóre słabe kwasy są
nietrwałe i ulegają rozkładowi, np. węglowy(IV), siarkowy(IV), azotowy(III)
6. Właściwości kwasów
a) dysocjacja elektrolityczna w roztworach wodnych, kwasy wielowodorowe
(wieloprotonowe) dysocjujÄ… stopniowo:
HCl + H2O "! H3O+ + Cl-
- I stopień: H3PO4 + H2O "! H3O+ + H2PO4-
- II stopień: H2PO4- + H2O "! H3O+ + HPO42-
- III stopień: HPO42- + H2O "! H3O+ + PO43-
H2O
Uwaga : dysocjację można zapisać w sposób uproszczony: HCl "! H+ + Cl-
b) typowe reakcje kwasów
* reakcja zobojÄ™tnienia z wodorotlenkami Ä…ð sól + woda
2H3PO4 + 3Ca(OH)2 Ä…ð Ca3(PO4)2 + 6H2O
HNO3 + NaOH Ä…ð NaNO3 + H2O HCl + NH3‡H2O Ä…ð NH4Cl + H2O
H2SO4 + Zn(OH)2 Ä…ð ZnSO4 + 2H2O H2SO4 + Ba(OH)2 Ä…ð BaSO4 + 2H2O
* reakcja z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi Ä…ð sól + woda
2HI + MgO Ä…ð MgI2 + H2O 2H3PO4 + Fe2O3 Ä…ð FePO4 + 3H2O
2HNO3 + K2O Ä…ð 2KNO3 + H2O 3H2SO4 + Cr2O3 Ä…ð Cr2(SO4)3 + 3H2O
* reakcje z metalami, które w szeregu aktywności metali znajdują się przed wodorem -
powstaje sól, a z kwasu wypierany jest wodór:
Zn + 2HCl Ä…ð ZnCl2 + H2 2Fe + 6HBr Ä…ð 2FeBr3 + 3H2
6Na + H3PO4 Ä…ð 2Na3PO4 + 3H2 Mg + 2HNO3 Ä…ð Mg(NO3)2 + H2
Uwaga: niektóre metale znajdujące się w szeregu przed wodorem w kontakcie ze
stężonymi kwasami utleniającymi ulegają pasywacji, np. Al z HNO3, Fe z H2SO4:
Uwaga: metale półszlachetne (Cu, Ag, Hg, Bi), które w szeregu znajdują się za
wodorem reagują tylko kwasami utleniającymi (stężony i rozcieńczony HNO3, oraz
stężony H2SO4), powstaje sól, woda oraz następuje częściowy rozkład kwasu.
II. Sole
Sole - związki chemiczne, których cząsteczki zbudowane są kationu(nów) metalu i
anionu(ów) reszt kwasowych o ogólnym wzorze: MenRm, gdzie Me - kation prosty
metalu (Na+, Al3+, Ca2+) lub kation złożony, np. NH4+, R - anion prosty (reszta kwasowa)
(np. Cl-, S2- lub złożony NO3-, PO43-) , n - liczba atomów wodoru w cząsteczce kwasu
(ładunek anionu) m - wartościowość metalu (ładunek kationu), jeżeli n = m, to wzór ma
postać MeR.
1. Właściwości fizyczne soli
- związki jonowe o stałym stanie skupienia, o budowie krystalicznej, sieć krystaliczną
tworzÄ… kationy metalu (wyjÄ…tek kation amonowy NH4+) i aniony reszt kwasowych,
- w większości przypadkach mają wysokie temp. topnienia np.: NaCl - ok.801oC, KNO3 -
ok.340oC, MgSO4 - ok.1130oC,
- w stanie stałym nie przewodzą prądu elektrycznego, sole rozpuszczalne w wodzie lub
sole stopione (niektóre sole kwasów tlenowych ulegają rozkładowi) są przewodnikami
prÄ…du elektrycznego.
- sole litowców i berylowców z wyjątkami oraz sole pochodzące od mocnych kwasów są
z reguły dobrze rozpuszczalne w rozpuszczalnikach polarnych (woda) - patrz tabela
rozpuszczalności - ulegając dysocjacji elektrolitycznej (jonowej), z reguły wraz ze
wzrostem temp. rozpuszczalność soli w wodzie wzrasta
NaCl "! Na+ + Cl- (NH4)3PO4 "! 3NH4+ + PO43- .
Fe2(SO4)3 "! 2Fe3+ + 3SO42- KNO3 "! K+ + NO3-
 CaCO3 Ä…ð praktycznie nierozpuszczalny
2. Podział soli ze względu na budowę (skład cząsteczki)
Sole
Sole obojętne Wodorosole - oprócz Hydroksosole - oprócz
kationu(ów) metalu zawierają kationu metalu i anionu
aniony reszt kwasowych reszty kwasowej
kwasów wieloprotonowych po I zawierają w cząsteczkach
lub kolejnym stopniu dysocjacji anion(y) OH-. CaOHCl -
(HCO3-; HPO42-; H2PO4- ) wodorotlenochlorek
NaHCO3 - wodorowęglan(IV) wapnia (hydroksochlorek
sodu; NaH2PO4 - wapnia)
dwuwodroortofosforan(V) sodu
Sole proste - zawierają w swoich cząsteczkach jeden rodzaj kationów
i jeden rodzaj anionów reszt kwasowych, np.:
NaCl ; KNO3; Fe2(SO4)3; Ca3(PO4)2; NH4NO3
Sole podwójne - zawierają w swoich cząsteczkach dwa rodzaje kationów
i jeden rodzaj anionów reszt kwasowych, np.:
(NH4)K2PO4; MgAl2(SO4)4; NaCr(SO4)2; (NH4)Fe(SO4)2
lub jeden rodzaj kationu i dwa rodzaje anionów reszt kwasowych, np.:
Pb2Cl2CO3
Hydraty - sole uwodnione (wodziany) - zwierają wbudowaną w sieć
krystalicznÄ… czÄ…steczki wody np.:
CaSO4‡2H2O; (CaSO4)‡H2O; CuSO4‡5H2O; Na2CO3‡10H2O
3. Metody otrzymywania soli
a) wodorotlenek + kwas Ä…ð sól + woda (reakcja zobojÄ™tniania - wymiany podwójnej)
NaOH + HCl Ä…ð NaCl (chlorek sodu)
Na+ + OH- + H+ + Cl- Ä…ð Na+ + Cl- + H 2O
OH- + H+ Ä…ð H2O uwaga: do krystalizacji (Na+ + Cl- Ä…ð NaCl) soli dojdzie po
odparowaniu wody.
Na - OH + H - Cl Ä…ð Na+ + Cl- + H2O
Ca(OH)2 + H2SO4 Ä…ð CaSO4 + 2H2O (siarczan(VI) wapnia
OH H - O O O O
/ \ // / \ //
Ca + S Ä…ð 2H2O + Ca S
\ / \\ \ / \\
OH H - O O O O
Uwaga: reakcje zobojętniania mogą być niecałkowite, produktami są wodorosole lub
hydroksosole - wodorotlenosole :
3LiOH + H3PO4 Ä…ð Li3PO4 + 3H2O ; ortofosforan(V) litu
3Li+ + 3OH- + 3H+ + PO43- Ä…ð Li3PO4 + 3H2O
2LiOH + H3PO4 Ä…ð Li2HPO4 + 2H2O ; wodoroortofosforan(V) litu
2Li+ + 2OH- + 2H+ + HPO42- Ä…ð Li2HPO4 + 2H2O
LiOH + H3PO4 Ä…ð LiH2PO4 + H2O: dwuwodoroortofosforan(V) litu
Li+ + OH- + H+ + H2PO4- Ä…ð LiH2PO4 + H2O
Mg(OH)2 + 2HBr Ä…ð MgBr2 + 2H2O; bromek magnezu
Mg2+ + 2OH- + 2H+ + 2Br- Ä…ð MgBr2 + 2H2O
Mg(OH)2 + HBr Ä…ð MgOHBr; bromek wodorotlenomagnezu
MgOH+ + OH- + H+ + Br- Ä…ð MgOHBr + H2O
b) tlenek zasadowy (lub amfoteryczny) + kwas Ä…ð sól + woda
3CaO + 2H3PO4 Ä…ð Ca3(PO4)2 + 2H2O; ortofosforan(V) wapnia
2MgO + 2HCl Ä…ð MgCl2 + H2O; chlorek magnezu
Fe2O3 + 6HNO3 Ä…ð2Fe(NO3)2 + 3H2O; azotan(V) żelaza(III)
FeO + 2HBr Ä…ð FeBr2 + H2O; bromek żelza(II)
c) metal aktywniejszy od wodoru + kwas Ä…ð sól + wodór
Zn + 2HCl Ä…ð ZnCl2 + H2; chlorek cynku(II)
Zn + 2H+ + 2Cl- Ä…ð Zn2+ + 2Cl- + H2
Zn + 2H+ Ä…ð Zn2+ + H2
2Al + 3H2SO4 Ä…ð Al2(SO4)2 + 3H2; siarczan(VI) glinu
2Al + 6H+ + 3SO42- Ä…ð 2Al3+ + 3SO42- + 3H2
2Al + 6H+ Ä…ð 2Al3+ + 3H2
Be + 2HNO3 Ä…ð Be(NO3)2 + H2; azotan(V) berylu
Be + 2H+ + 2NO3- Ä…ð Be2+ + 2NO3- + H2
Be + 2H+ Ä…ð Be2+ + H2
d) tlenek zasadowy + tlenek kwasowy Ä…ð sól
Na2O + SO3 Ä…ð Na2SO4 siarczan(VI) sodu
BaO + CO2 Ä…ð BaCO3; wÄ™glan(IV) baru
e) wodorotlenek + tlenek kwasowy Ä…ð sól + woda:
Ca(OH)2 + CO2 Ä…ð CaCO3 + H2O; wÄ™glan(IV) wapnia
12NaOH + P4O10 Ä…ð 4Na3PO4 + 6H2O; ortofosforan(V) sodu
2KOH + N2O5 Ä…ð 2KNO3 + H2O ; azotan(V) potasu
f) reakcje syntezy z pierwiastków: metal + niemetal Ä…ð sól kwasu beztlenowego:
Cu + S Ä…ð CuS; siarczek miedzi(II)
2Na + Cl2 Ä…ð 2NaCl; chlorek sodu
Mg + I2 Ä…ð MgI2; jodek magnezu
g) rozpuszczalna sól + metal aktywniejszy Ä…ð sól metalu aktywniejszego + metal mniej
aktywny:
2AgNO3 + Cu Ä…ð Cu(NO3)2 + 2Ag; azotan(V) miedzi(II)
2Ag+ + 2NO3- + Cu Ä…ð Cu2+ + 2NO3- + 2Ag
2Ag+ + Cu Ä…ð Cu2+ + 2Ag
CuSO4 + Mg Ä…ð MgSO4 + Cu; siarczan(VI) magnezu
Cu2+ + SO42- + Mg Ä…ð Mg2+ + SO42- + Cu
Cu2+ + Mg Ä…ð Cu + Mg2+
h) sól I + sól II Ä…ð sól III + sól IV (warunek sole muszÄ… być rozpuszczalne w wodzie i
zawierać jony soli trudno rozpuszczalnych):
Pb(NO3)2 + 2KI Ä…ð PbI2 + 2KNO3; jodek oÅ‚owiu(II) + azotan(V) potasu
Pb2+ + 2NO3- + 2K+ + 2I- Ä…ð PbI2 + 2K+ + 2NO3-
Pb2+ + 2I- Ä…ð PbI2
BaCl2 + Na2SO4 Ä…ð BaSO4 + 2NaCl; siarczan(VI) baru + chlorek sodu
Ba2+ +2Cl- + 2Na+ + SO42- Ä…ðBaSO4 + 2Na+ + 2Cl-
Ba2+ + SO42- Ä…ð BaSO4
i) sól kwasu sÅ‚abego + kwas mocny Ä…ð sól kwasu mocnego + kwas sÅ‚aby (nietrwaÅ‚y)
Na2CO3 + 2HCl Ä…ð 2NaCl + CO2 + H2O; chlorek sodu
2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- Ä…ð 2Na+ +2Cl- + CO2 + H2O
CO32- + 2H+ Ä…ð CO2 + H2O
K2SO3 + H2SO4 Ä…ð K2SO4 + SO2 + H2O; siarczan(VI) potasu
2K+ + SO32- + 2H+ + SO42- Ä…ð 2K+ + SO42- + SO2 + H2O
SO32- + 2H+ Ä…ð SO2 + H2O
4. Ważniejsze reakcje z udziałem soli
a) termiczny rozkład niektórych soli kwasów tlenowych:
2NaHCO3 Ä…ðNa2CO3 + CO2 + H2O
(NH4)2CO3 Ä…ð 2NH3 + CO2 + H2O
CaCO3 Ä…ð CaO + CO2
b) fotochemiczny rozkład soli niektórych soli (wykorzystany w fotografii)
2AgCl Ä…ð 2Ag + Cl2
2AgBr Ä…ð 2Ag + Br2
c) hydroliza w roztworach wodnych (reakcja niektórych jonów soli z wodą) - patrz
prezentacja hydroliza soli
III. Przykładowe zadania + proponowane rozwiązania
1. Dobierz substraty i zapisz równania reakcji otrzymywania pięcioma różnymi
metodami chlorku magnezu.
Mg + Cl2 Ä…ð MaCl2
Mg + 2HCl Ä…ð MgCl2+ H2
MgO + 2HCl Ä…ð MgCl2 + H2O
Mg(OH)2 + 2HCl Ä…ð MgCl2 + 2H2O
CuCl2 + Mg Ä…ð MgCl2 + Cu
2. Dokończ poniższe równania reakcje chemicznych lub zapisz, że reakcja nie zachodzi,
produktom reakcji nadaj nazwy systematyczne.
Cu + S Ä…ð CuS siarczek miedzi(II)
Cu + 2HCl Ä…ð reakcja nie zachodzi
Cu(NO3)2 + Zn Ä…ð Cu + Zn(NO3)2 azotan(V) cynku(II)
2AgNO3 + H2 Ä…ð 2Ag + 2HNO3 kwas azotowy(V)
Fe(NO3)3 + H2 Ä…ð reakcja nie zachodzi
3NaNO3 + H3PO4 Ä…ð reakcja nie zachodzi
2KOH + SiO2 Ä…ð K2SiO3 + H2O metakrzemian(IV) potasu
CuS + 2HBr Ä…ð CuBr2 + H2S bromek miedzi(II) + siarkowodór
3. Ze zbioru tlenków : NO; CaO; SO3; SiO2, F2O3; CuO wybierz tlenek reagujący
z wodą, tlenkiem zasadowym, wodorotlenkiem i zapisz odpowiednie równania reakcji,
określ chemiczny tego tlenku.
SO3 + H2O Ä…ð H2SO4
SO3 + Na2O Ä…ð Na2SO4
SO3 + 2KOH Ä…ð K2SO4 + H2O
Tlenek siarki(VI) ma charakter kwasowy
4. Zbiór kwasów HIO, HIO4, HIO3 uszereguj wg malejącej ich mocy, uzasadnij
uszeregowanie.
HIO4 > HIO3 > HIO ; moc kwasów tlenowych tego samego pierwiastka maleje wraz z
zmniejszającą się liczbą atomów tlenu w cząsteczce kwasu (im niższy stopień utlenienia
atomu centralnego, tym słabszy kwas).
5. Zbiór kwasów H2SiO3; HF; H3PO4; H2S; HNO3; HCN, H4SiO4; HClO4; H2SO3;HCl;
H2SO4 podziel na grupy wg następujących kryterów:
a) kwasy beztlenowe: HF; HCN; HCl; H2S
b) kwasy tlenowe: H4SiO4; H2SiO3; HClO4; H2SO3; HNO3; H3PO4; H2SO4
c) kwasy jednoprotonowe: HF; HCl; HCN; HClO4; HNO3;
d) kwasy wieloprotonowe: H2S; H2SiO3; H4SiO4; H2SO3; H3PO4; H2SO4
e) kwasy mocne: HCl; HClO4; HNO3; H2SO4
f) kwasy słabe: HF; HCN; H2S; H2SO3; H3PO4;
g) kwasy utleniajÄ…ce: HClO4; HNO3; H2SO4
h) kwasy nie rozpuszczalne w wodzie: H2SiO3; H4SiO4;
5. Zapisz obserwacje doświadczenia przedstawionego na poniższym schemacie:
Fe NaOH P4O10 HCl HCl SiO2
A B C D E F
CuSO4(aq( NH4Cl(aq) H2O+oranż met. Na2CO3(aq) NaOH(aq) + fenolof. H2O + oranż. met.
a) blaszka żelazna pokryje się różowo-żółtym nalotem (metaliczną miedzią)
b) wydziela się bezbarwny gaz o drażniącej woni (NH3),
c) brawa zmieni się z żółtej na czerwoną,
d) wydziela siÄ™ bezbarwny, bezwonny gaz (CO2),
e) nastąpi odbarwienie malinowej zawartości probówki,
f) nie obserwuje się żadnych zmian.
6. Na poniższym schemacie przedstawiono cykl przemian chemicznych. Dla każdej
przemiany zapisz równanie reakcji chemicznej dobierając drugi substrat reakcji:
A B
Mg MgO Mg(OH)2
F G H
C D E
P P2O3 P4O10 H3PO4 Mg3(PO4)2
A) 2Mg + O2 Ä…ð 2MgO
B) MgO + H2O Ä…ð Mg(OH)2
C) 2P + 3O2 Ä…ð 2P2O3
D) 2P2O3 + 2O2 Ä…ð P4O10
E) P4O10 + 6H2O Ä…ð 4H3PO4
F) 6Mg + 2H3PO4 Ä…ð 2Mg3(PO4)2 + 3H2
G) 3MgO + 2H3PO4 Ä…ð Mg3(PO4)2 + 3H2O
H) 3Mg(OH)2 + 2H3PO4 Ä…ð Mg3(PO4)2 + 6H2O