Baze su složeni spojevi s dvije glavne strukturne komponente:

1. Hidrokso grupa (jedna ili više). Otuda, usput, drugi naziv ovih tvari - "hidroksidi".
2. Atom metala ili amonijev ion (NH4 +).

Naziv baza dolazi od kombinacije naziva obje komponente: na primjer, kalcijum hidroksid, bakar hidroksid, srebro hidroksid itd.

Jedini izuzetak opšte pravilo formiranje baza treba uzeti u obzir kada je hidroksilna grupa vezana ne za metal, već za amonijev kation (NH4 +). Ova tvar nastaje otapanjem amonijaka u vodi.

Ako govorimo o svojstvima baza, odmah treba napomenuti da je valencija hidrokso grupe jednaka, odnosno, broj ovih grupa u molekuli izravno će ovisiti o valenciji metala koji ulaze u reakcija. Primjeri u ovom slučaju su formule tvari poput NaOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2.

Hemijska svojstva baze se očituju u njihovim reakcijama s kiselinama, solima, drugim bazama, kao i u njihovom djelovanju na indikatore. Posebno se lužine mogu odrediti djelovanjem na određeni pokazatelj s otopinom. U tom će slučaju zamjetno promijeniti boju: na primjer, iz bijele će postati plava, a fenolftalein u malinu.

Kemijska svojstva baza, koja se očituju u njihovoj interakciji s kiselinama, dovode do poznatih reakcija neutralizacije. Suština takve reakcije je da atomi metala, spajajući kiseli ostatak, tvore sol, a hidroksilna skupina i vodikov ion, kada se spoje, pretvaraju se u vodu. Ova reakcija naziva se reakcija neutralizacije jer nakon nje ne preostaju lužine ili kiseline.

Karakteristična kemijska svojstva baza očituju se i u njihovoj reakciji sa solima. Treba napomenuti da samo lužine reagiraju s topljivim solima. Strukturne značajke ovih tvari dovode do stvaranja nove soli i nove, najčešće nerastvorljive baze, kao rezultat reakcije.

Konačno, kemijska svojstva baza savršeno se očituju tijekom toplinske izloženosti njima - zagrijavanja. Ovdje, prilikom izvođenja određenih eksperimenata, treba imati na umu da se praktički sve baze, s izuzetkom lužina, ponašaju krajnje nestabilno pri zagrijavanju. Ogromna većina njih raspada se gotovo trenutno na odgovarajući oksid i vodu. A ako uzmemo baze metala kao što su srebro i živa, tada se u normalnim uvjetima ne mogu dobiti, budući da počinju propadati već pri sobne temperature.

a) pribavljanje osnova.

1) Opća metoda za pripremu baza je reakcija izmjene, pomoću koje se mogu dobiti i nerastvorljive i rastvorljive baze:

CuSO 4 + 2 KOH = Cu (OH) 2  + K 2 SO 4,

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 = 2KON + BaCO 3 .

Kada se ovom metodom dobiju topljive baze, taloži se nerastvorljiva sol.

2) Lužine se mogu dobiti i interakcijom alkalnih i zemnoalkalnih metala ili njihovih oksida s vodom:

2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2,

SrO + H 2 O = Sr (OH) 2.

3) Lužine u tehnologiji obično se dobivaju elektrolizom vodenih otopina klorida:

b)hemijskisvojstva baza.

1) Najkarakterističnija reakcija baza je njihova interakcija s kiselinama - reakcija neutralizacije. U nju ulaze i lužine i nerastvorljive baze:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,

Cu (OH) 2 + H 2 SO 4 = SuSO 4 + 2 H 2 O.

2) Gore je pokazano kako lužine stupaju u interakciju s kiselim i amfoternim oksidima.

3) Kada lužine stupe u interakciju s topljivim solima, nastaje nova sol i nova baza. Takva reakcija završava tek kad se barem jedna od dobivenih tvari taloži.

FeCl 3 + 3 KOH = Fe (OH) 3  + 3 KCl

4) Prilikom zagrijavanja, većina baza, osim hidroksida alkalnih metala, raspada se na odgovarajući oksid i vodu:

2 Fe (OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,

Ca (OH) 2 = CaO + H 2 O.

KISELINE - složene tvari, čije se molekule sastoje od jednog ili više atoma vodika i kiselog ostatka. Sastav kiselina može se izraziti općom formulom H x A, gdje je A kiseli ostatak. Atomi vodika u kiselinama mogu se zamijeniti ili zamijeniti za atome metala, stvarajući tako soli.

Ako kiselina sadrži jedan takav atom vodika, onda je to jednobazna kiselina (HCl - klorovodična, HNO 3 - dušična, HClO - hipoklorna, CH 3 COOH - octena); dva atoma vodika - dvobazne kiseline: H 2 SO 4 - sumporna, H 2 S - sumporovodik; tri atoma vodika su trobazna: H 3 PO 4 - ortofosforni, H 3 AsO 4 - orto -arsen.

Ovisno o sastavu kiselinskog ostatka, kiseline se dijele na anoksične (H 2 S, HBr, HI) i na kisik (H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 CrO 4). U molekulima kiselina koje sadrže kisik, atomi vodika povezani su kisikom sa središnjim atomom: H - O - E. Nazivi anoksičnih kiselina nastali su iz korijena ruskog naziva za nemetal, vezni samoglasnik - O- i riječi "vodik" (H 2 S - sumporovodik). Nazivi kiselina koje sadrže kisik daju se na sljedeći način: ako je nemetal (rjeđe metal), koji je dio kiselinskog ostatka, u najvećem oksidacionom stanju, tada se korijenu ruskog imena dodaju sufiksi elementa -n-, -ev-, ili - ov- i dalje završavanje -i ja-(H 2 SO 4 - sumporni, H 2 CrO 4 - krom). Ako je oksidacijsko stanje središnjeg atoma niže, tada nastavak -ist-(H 2 SO 3 - sumporna). Ako nemetal tvori niz kiselina, upotrijebite druge sufikse (HClO - klor ovist ah, HClO 2 - klor ist ah, HClO 3 - klor ovate ah, HClO 4 - klor n i ja).

WITH
S gledišta teorije elektrolitičke disocijacije, kiseline su elektroliti koji se disociraju u vodenoj otopini uz stvaranje samo vodikovih iona kao kationa:

H x A xH + + A x-

Prisutnost H + iona uzrokovala je promjenu boje indikatora u otopinama kiselina: lakmus (crvena), metil narančasta (ružičasta).

Dobivanje i svojstva kiselina

a) dobijanje kiselina.

1) Anoksične kiseline mogu se dobiti direktnom kombinacijom nemetala s vodikom i naknadnim otapanjem odgovarajućih plinova u vodi:

2) Kiseline koje sadrže kisik često se mogu dobiti interakcijom kiselih oksida s vodom.

3) I anoksične kiseline i kiseline koje sadrže kisik mogu se dobiti reakcijama izmjene između soli i drugih kiselina:

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4  + 2 HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,

FeS + H 2 SO 4 (par.) = H 2 S  + FeSO 4,

NaCl (čvrsta) + H 2 SO 4 (konc.) = HCl  + NaHSO 4,

AgNO 3 + HCl = AgCl  + HNO 3,

4) U nekim slučajevima, redoks reakcije mogu se koristiti za dobivanje kiselina:

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO 

b ) hemijska svojstva kiselina.

1) Kiseline u interakciji s bazama i amfoternim hidroksidima. U ovom slučaju, praktično netopljive kiseline (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) mogu reagirati samo s topljivim lužinama.

H 2 SiO 3 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + 2H 2 O

2) Interakcija kiselina s bazičnim i amfoternim oksidima razmatrana je gore.

3) Interakcija kiselina sa solima je reakcija izmjene sa stvaranjem soli i vode. Ova reakcija završava ako je reakcijski proizvod nerastvorljiva ili hlapljiva tvar ili slab elektrolit.

Ni 2 SiO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 SiO 3

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 

4) Interakcija kiselina sa metalima je redoks proces. Redukcijsko sredstvo - metal, oksidaciono sredstvo - ioni vodika (neoksidirajuće kiseline: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (razrijeđeno), H 3 PO 4) ili anion kiselog ostatka (oksidanti kiselinom: H 2 SO 4 (konc.), HNO 3 (kraj i razdvajanje)). Produkti reakcije interakcije neoksidirajućih kiselina s metalima koji stoje u nizu napona do vodika su sol i plinoviti vodik:

Zn + H 2 SO 4 (razrijeđeno) = ZnSO 4 + H 2 

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 

Oksidirajuće kiseline stupaju u interakciju s gotovo svim metalima, uključujući one niske aktivnosti (Cu, Hg, Ag), a proizvodi redukcije kiselog aniona nastaju sol i voda:

Cu + 2H 2 SO 4 (konc.) = CuSO 4 + SO 2  + 2 H 2 O,

Pb + 4HNO 3 (konc) = Pb (NO 3) 2 + 2NO 2  + 2H 2 O

AMFOTERNI HIDROKSIDI pokazuju kiselinsko-baznu dvojnost: reagiraju s kiselinama kao bazama:

2Cr (OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,

i sa bazama - kao kiseline:

Cr (OH) 3 + NaOH = Na (reakcija se odvija u lužinskom rastvoru);

Cr (OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O (reakcija se odvija između čvrstih materija tokom fuzije).

Amfoterni hidroksidi tvore soli s jakim kiselinama i lužinama.

Kao i drugi nerastvorljivi hidroksidi, amfoterni hidroksidi se raspadaju pri zagrijavanju u oksid i vodu:

Be (OH) 2 = BeO + H 2 O.

SOLI- ionski spojevi, koji se sastoje od metalnih kationa (ili amonijaka) i aniona kiselih ostataka. Bilo koja sol može se smatrati proizvodom reakcije neutralizacije baze s kiselinom. Ovisno o omjeru uzete kiseline i baze, dobivaju se soli: prosek(ZnSO 4, MgCl 2) - proizvod potpune neutralizacije baze kiselinom, kiselo(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - sa viškom kiseline, glavni(CuOHCl, AlOHSO 4) - sa viškom baze.

Nazivi soli prema međunarodnoj nomenklaturi tvore se od dvije riječi: naziva kiselog aniona u nominativu i metalnog kationa u genitivu s naznakom oksidacijskog stanja, ako je to varijabla, rimskim brojevima u zagrade. Na primjer: Cr 2 (SO 4) 3 - krom (III) sulfat, AlCl 3 - aluminijev klorid. Imena kiselih soli nastaju dodavanjem riječi hidro- ili dihidro-(ovisno o broju atoma vodika u hidroanionu): Ca (HCO 3) 2 - kalcijev bikarbonat, NaH 2 PO 4 - natrijev dihidrogenfosfat. Imena osnovnih soli nastaju dodavanjem riječi hidroksi ili dihydroxo: (AlOH) Cl 2 - aluminijum hidroksohlorid, 2 SO 4 - hrom (III) dihidroksosulfat.

Dobivanje i svojstva soli

a ) hemijska svojstva soli.

1) Interakcija soli s metalima je redoks proces. U ovom slučaju, metal koji stoji lijevo u elektrokemijskom nizu napona istiskuje sljedeće iz otopina njihovih soli:

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Alkalni i zemnoalkalni metali ne koriste se za redukciju drugih metala iz vodenih otopina njihovih soli, budući da su u interakciji s vodom, istiskujući vodik:

2Na + 2H 2 O = H 2  + 2NaOH.

2) Interakcija soli s kiselinama i lužinama je gore razmatrana.

3) Interakcija soli jedna s drugom u otopini je nepovratna samo ako je jedan od proizvoda slabo topljiva tvar:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4  + 2NaCl.

4) Hidroliza soli - izmjenjivačko razlaganje nekih soli s vodom. Hidroliza soli bit će detaljno obrađena u temi "elektrolitička disocijacija".

b) metode dobivanja soli.

U laboratorijskoj praksi obično se koriste sljedeće metode dobivanja soli, temeljene na kemijskim svojstvima različitih klasa spojeva i jednostavnih tvari:

1) Interakcija metala sa nemetalima:

Cu + Cl 2 = CuCl 2,

2) Interakcija metala sa rastvorima soli:

Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu.

3) Interakcija metala sa kiselinama:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 .

4) Interakcija kiselina s bazama i amfoternim hidroksidima:

3HCl + Al (OH) 3 = AlCl 3 + 3H 2 O.

5) Interakcija kiselina s bazičnim i amfoternim oksidima:

2HNO 3 + CuO = Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O.

6) Interakcija kiselina sa solima:

HCl + AgNO 3 = AgCl + HNO 3.

7) Interakcija lužina sa solima u rastvoru:

3KOH + FeCl 3 = Fe (OH) 3  + 3KCl.

8) Interakcija dvije soli u otopini:

NaCl + AgNO 3 = NaNO 3 + AgCl.

9) Interakcija lužina s kiselim i amfoternim oksidima:

Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O.

10) Međudjelovanje oksida različite prirode jedan s drugim:

CaO + CO 2 = CaCO 3.

Soli se prirodno pojavljuju u obliku minerala i stijena, otopljene u vodi oceana i mora.

Baze (hidroksidi)- složene tvari, čiji molekuli sadrže jednu ili više hidroksi OH skupina. Najčešće se baze sastoje od atoma metala i OH grupe. Na primjer, NaOH je natrij hidroksid, Ca (OH) 2 je kalcijev hidroksid itd.

Postoji baza - amonijev hidroksid, u kojoj hidroksi skupina nije vezana za metal, već za NH 4 + ion (amonijev kation). Amonijev hidroksid nastaje otapanjem amonijaka u vodi (reakcija dodavanja vode u amonijak):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (amonijev hidroksid).

Valencija žiroksi grupe je 1. Broj hidroksilnih grupa u bazičnom molekulu zavisi od valencije metala i jednak joj je. Na primjer, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 itd.

Svi razlozi -čvrste materije različitih boja. Neke baze su lako topljive u vodi (NaOH, KOH, itd.). Međutim, većina njih se ne otapa u vodi.

Baze koje su topive u vodi nazivaju se lužinama. Alkalne otopine su "sapunaste", klizave na dodir i prilično kaustične. Alkalije uključuju hidrokside alkalnih i zemnoalkalnih metala (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2 itd.). Ostali su nerastvorljivi.

Nerastvorljive baze- to su amfoterni hidroksidi, koji u interakciji s kiselinama djeluju kao baze, a s lužinama se ponašaju poput kiselina.

Različite baze razlikuju se po svojoj sposobnosti razdvajanja hidroksi grupa, pa su podijeljene na jake i slabe baze.

Jake baze u vodenim rastvorima lako odustaju od svojih hidroksi grupa, dok slabe ne.

Hemijska svojstva baza

Hemijska svojstva baza karakteriziraju njihov omjer prema kiselinama, anhidridima kiselina i solima.

1. Indikatori uticaja... Pokazatelji mijenjaju svoju boju ovisno o interakciji s različitim kemikalijama. U neutralnim rastvorima - imaju jednu boju, u kiselim rastvorima - drugu. U interakciji s bazama mijenjaju boju: indikator metil naranče postaje žut, indikator lakmusa postaje plave boje, a fenolftalein postaje fuksija.

2. U interakciji sa kiselim oksidima sa stvaranje soli i vode:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reaguje sa kiselinama, stvarajući sol i vodu. Reakcija interakcije baze s kiselinom naziva se reakcija neutralizacije, jer nakon njenog završetka medij postaje neutralan:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reakcija sa solima, formiranje nove soli i baze:

2NaOH + CuSO 4 → Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4.

5. Može se razgraditi pri zagrijavanju u vodu i bazični oksid:

Cu (OH) 2 = CuO + H 2 O.

Imate li još pitanja? Želite znati više o zakladama?
Za pomoć od tutora -.
Prva lekcija je besplatna!

blog. web mjesto, s potpunim ili djelomičnim kopiranjem materijala, potrebna je veza do izvora.

Metalna i hidroksilna grupa (OH). Na primjer, natrijum hidroksid - NaOH, kalcijum hidroksid - Ca(OH) 2 , barijev hidroksid - Ba(OH) 2 itd.

Dobivanje hidroksida.

1. Reakcija razmjene:

CaSO 4 + 2NaOH = Ca (OH) 2 + Na 2 SO 4,

2. Elektroliza vodenih rastvora soli:

2KCl + 2H2O = 2KOH + H 2 + Cl 2,

3. Interakcija alkalnih i zemnoalkalnih metala ili njihovih oksida s vodom:

K + 2H 2 O = 2 KOH + H 2 ,

Hemijska svojstva hidroksida.

1. Hidroksidi su alkalne prirode.

2. Hidroksidi otapaju se u vodi (lužine) i netopivi su. Na primjer, KOH- otapa se u vodi i Ca(OH) 2 - slabo rastvorljiv, ima rastvor bijela... Metali 1. grupe periodnog sistema D.I. Mendeljejev daje topljive baze (hidrokside).

3. Hidroksidi se raspadaju pri zagrijavanju:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

4. Alkalije reagiraju s kiselim i amfoternim oksidima:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.

5. Lužine mogu različito reagirati s nekim nemetalima na različitim temperaturama:

NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(hladno),

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(toplota).

6. U interakciji s kiselinama:

KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O.

Nerastvorljiva baza: bakar hidroksid

Temelji- nazivaju se elektroliti u čijim otopinama nema aniona, osim hidroksidnih iona (anioni su ioni s negativnim nabojem, u ovom slučaju to su OH - ioni). Imena osnove sastoji se iz tri dela: reči hidroksid , kojem se dodaje ime metala (u genitivu). Na primjer, bakar hidroksid(Cu (OH) 2). Za neke osnove mogu se koristiti stari nazivi, na primjer natrijev hidroksid(NaOH) - natrijum lug.

Natrijev hidroksid, natrijev hidroksid, natrijum lug, kausticna soda- sve je to jedna te ista tvar, čija je kemijska formula NaOH. Bezvodni natrijev hidroksid je bijela kristalna tvar... Rešenje - bistra tečnost, naizgled se ne razlikuje od vode. Budite oprezni pri upotrebi! Kaustična soda opeče kožu!

Klasifikacija baza temelji se na njihovoj sposobnosti otapanja u vodi. Neka svojstva baza zavise od rastvorljivosti u vodi. Dakle, temelja topljivi u vodi nazivaju se lužina... Ovo uključuje natrijum hidroksidi(NaOH), kalijum hidroksid(KOH), litij (LiOH), ponekad dodaju svom broju i kalcijum hidroksid(Ca (OH) 2)), iako se u stvari radi o slabo topljivoj bijeloj tvari (gašeno vapno).

Dobijanje osnova

Dobijanje osnova i lužine može se proizvesti Različiti putevi... Primiti lužine možete koristiti kemijsku interakciju metala s vodom. Takve reakcije prolaze s vrlo velikim oslobađanjem topline, sve do paljenja (do paljenja dolazi zbog oslobađanja vodika tijekom reakcije).

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Živo vapno - CaO

CaO + H 2 O → Ca (OH) 2

Ali u industriji ove metode, naravno, nisu našle praktičnu vrijednost, osim za proizvodnju kalcijevog hidroksida Ca (OH) 2. Prijem natrijev hidroksid i kalijum hidroksid povezane sa upotrebom električna struja... Tokom elektrolize vodene otopine natrijuma ili kalijum hlorida, vodik se oslobađa na katodi, a hlor na anodi, dok se u rastvoru gdje dolazi do elektrolize akumulira alkali!

KCl + 2H 2 O → 2KOH + H 2 + Cl 2 (ova reakcija se odvija pri prolasku električne struje kroz rastvor).

Nerastvorljive baze opsada lužine iz otopina odgovarajućih soli.

CuSO 4 + 2NaOH → Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4

Osnovna svojstva

Lužine otporan na toplotu. Natrijev hidroksid može se rastopiti i talina dovesti do ključanja, dok se neće raspasti. Lužine lako reagira s kiselinama, što rezultira stvaranjem soli i vode. Ova reakcija se naziva i reakcija neutralizacije.

KOH + HCl → KCl + H 2 O

Lužine u interakciji s kiselim oksidima, što rezultira stvaranjem soli i vode.

2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O

Nerastvorljive baze, za razliku od lužina, termički nestabilne tvari. Neki od njih, na primjer, bakar hidroksid, raspadaju se pri zagrijavanju,

Cu (OH) 2 + CuO → H 2 O
drugi čak i na sobnoj temperaturi (na primjer, srebrni hidroksid - AgOH).

Nerastvorljive baze u interakciji s kiselinama, do reakcije dolazi samo ako se sol koja nastane tijekom reakcije otopi u vodi.

Cu (OH) 2 + 2HCl → CuCl 2 + 2H 2 O

Otapanje alkalnog metala u vodi, mijenjajući boju indikatora u svijetlo crvenu

Alkalni metali su metali koji nastaju pri interakciji s vodom alkali... Natrijum Na je tipičan predstavnik alkalnih metala. Natrij je lakši od vode, pa se njegova kemijska reakcija s vodom odvija na njegovoj površini. Aktivno se otapa u vodi, natrij istiskuje vodik iz njega, dok stvara natrijevu lužinu (ili natrijev hidroksid) - kaustičnu sodu NaOH. Reakcija se odvija na sljedeći način:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Svi alkalni metali ponašaju se na sličan način. Ako prije početka reakcije dodate indikatorski fenolftalein u vodu, a zatim spustite komad natrijuma u vodu, tada će natrij kliziti kroz vodu, ostavljajući za sobom svijetlo ružičasti trag formirane lužine (lužine mrlje fenolftalein u ružičasta boja)

Gvožđe hidroksid

Gvožđe hidroksid je osnova. Gvožđe, u zavisnosti od oksidacionog stanja, formira dve različite baze: gvožđe hidroksid, gde gvožđe može imati valencije (II) - Fe (OH) 2 i (III) - Fe (OH) 3. Kao i baze koje tvori većina metala, obje baze željeza su nerastvorljive u vodi.

Gvožđe hidroksid(II) - bijela želatinozna tvar (talog u otopini), koja ima snažna redukcijska svojstva. Osim toga, željezni hidroksid(Ii) vrlo nestabilno. Ako je rješenje gvožđe hidroksid(II) dodati malo lužine, tada će ispasti zeleni talog, koji brzo potamni i pretvori se u smeđi talog željeza (III).

Gvožđe hidroksid(III) ima amfoterna svojstva, ali su njegova kisela svojstva mnogo slabija. Primite željezni hidroksid(Iii) moguće je kao rezultat reakcije kemijske izmjene između soli željeza i lužine. Na primjer

Fe 2 (SO 4) 3 + 6 NaOH → 3 Na 2 SO 4 + 2 Fe (OH) 3