Кислоты в свете теории электролитической диссоциации (ТЭД)

Технологическая карта

Цель: Создание условий для погружения учащихся в процесс открытия нового знания через изучение темы: «Химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации».

Задачи личностного характера:

• Выстраивание у учащихся позитивного отношения к процессу обучения в целом, к содержанию конкретного урока, через поддержание у них познавательного интереса;

• Наполнение учебного процесса внутренними смыслами, мотивами и определение роли учащихся на уроке;

• Формирование самооценки у школьников.

Метапредметные задачи:

- Формирование УУД метапредметного характера:

- Регулятивные УУД: развитие умений ставить цели и задачи на уроке; планировать процесс реализации поставленных задач; развитие умений организовывать процесс оценивания и контроля результатов учебной деятельности.

- Познавательные УУД: продолжить развитие таких познавательных процессов как обобщение, классификация, сравнение, установление причинно-следственных связей; развитие умений работать с текстом, выделять текстовые смыслы; развитие умения фиксировать своё интеллектуальное затруднение.

- Коммуникативные УУД: продолжить развитие умений слушать, грамотно строить речь, формулировать понятия, аргументировать свою позицию в решении учебных проблем, сотрудничать в групповой форме работы, проявлять толерантность в процессе диалога.

- Формирование метазнания через оперирование понятиями класс, свойства, уравнения, признак.

Предметные задачи:

• Раскрыть химические свойства кислот как класса электролитов;

• Дать характеристику каждому химическому свойству кислот;

• Продолжить отработку умений составления химических уравнений (молекулярных и ионных) и расставления коэффициентов;

• Продолжить развитие умений проведения химического эксперимента.

Оборудование и реактивы: Компьютер учителя, проектор, экран; таблица растворимости кислот, оснований, солей в воде; периодическая таблица; таблица электрохимического ряда напряжений металлов; пробирки, растворы серной, соляной и азотной кислот, раствор гидроксида натрия, цинк, оксид меди, растворы нитрата серебра, карбоната натрия, индикаторы.

Химические свойства кислот.

Итак, кислоты взаимодействуют с:___________________

________________________________________________

Закончи фразы:

У меня больше всего получилось..............................

…...................................................................

Мне дома предстоит поработать над …........................

…...................................................................

Сегодя на уроке меня удивило…................................

…...................................................................

На уроке мне было..............................................

…...................................................................

В процессе работы в группе я чувствовал....................

…...................................................................

Свойства кислот № 2.

Теоретическая часть:

Химическими свойствами веществ называют такие свойства веществ (химических элементов, простых веществ и химических соединений), имеющие отношение к химическим процессам, т.е. проявляемые в процессе химической реакции и влияющие на неё.

Признаки химических реакций — выделение газа, выпадение осадки, изименение цвета раствора.

Типичные реакции кислот:

1. Кислота + основание → соль + вода. (реакция обмена, реакция нейтрализации)

2. Кислота + оксид металла → соль + вода. (реакция обмена)

3. Кислота + металл → соль + водород. (реакция замещения)

4. Кислота + соль → новая кислота + новая соль. (реакция обмена)

Практическая часть:

«Взаимодействие кислоты с оксидом».

Оборудование и реактивы: штатив для пробирок, пробирка, спиртовка, спички, пробиркодержатель; оксид меди (II), раствор азотной кислоты.

Правила техники безопасности:

1. Запрещается брать вещества руками.

2. Запрещается оставлять открытыми склянки с реактивами.

3. Едкое вещество — кислота! Разрушает и раздражает кожу, слизистые оболочки.

4. Попавшие на кожу капли раствора кислоты немедленно смойте струёй холодной воды, а затем обработайте повреждённую поверхность 2%-м раствором питьевой соды.

5. Пробирку закрепляйте в пробиркодержателе у отверстия.

6. Зажигайте спиртовку спичкой. Гасите спиртовку, накрывая пламя колпачком.

7. Нагревайте вещества в верхней части пламени, так как она самая горячая.

Содержание и порядок выполнения работы:

1. В пробирку поместите намного (объёмом со спичечную головку) порошка оксида меди (II). Отметьте цвет вещества.

2. Налейте в пробирку с оксидом меди (II) 1-2 мл раствора азотной кислоты. Для ускорения реакции слегка нагрейте (не доводя до кипения) содержимое пробирки. Что наблюдаете?

3. Напишите молекулярное и ионные уравнения реакций оксида меди (II) с азотной кислотой.

4. Подготовтесь к выступлению.

Свойства кислот № 1.

Теоретическая часть:

Химическими свойствами веществ называют такие свойства веществ (химических элементов, простых веществ и химических соединений), имеющие отношение к химическим процессам, т.е. проявляемые в процессе химической реакции и влияющие на неё.

Признаки химических реакций — выделение газа, выпадение осадки, изименение цвета раствора.

Типичные реакции кислот:

1. Кислота + основание → соль + вода. (реакция обмена, реакция нейтрализации)

2. Кислота + оксид металла → соль + вода. (реакция обмена)

3. Кислота + металл → соль + водород. (реакция замещения)

4. Кислота + соль → новая кислота + новая соль. (реакция обмена)

Практическая часть:

«Взаимодействие кислоты с основанием».

Оборудование и реактивы: штатив для пробирок, пробирка; раствор гидроксида натрия, раствор серной кислоты, фенолфталеин.

Правила техники безопасности:

1. Запрещается брать вещества руками.

2. Запрещается оставлять открытыми склянки с реактивами.

3. Едкое вещество — кислота! Разрушает и раздражает кожу, слизистые оболочки.

4. Попавшие на кожу капли раствора кислоты немедленно смойте струёй холодной воды, а затем обработайте повреждённую поверхность 2%-м раствором питьевой соды.

5. Едкое вещество — щёлочь! Разрушает и раздражает кожу, слизистые оболочки.

6. Попавшие на кожу капли раствора щёлочи немедленно смойте струёй холодной воды, а затем обработайте повреждённую поверхность 2%-м раствором уксусной кислоты.

Содержание и порядок выполнения работы:

1. Налейте в пробирку 2 мл раствора гидроксида натрия и добавьте к нему 1-2 капли фенолфталеина. Что наблюдаете? Объясните, какие частицы в растворе гидроксида натрия вызвали изменение окраски индикатора.

2. К раствору щёлочи с фенолфталеином добавляйте по каплям серную кислоту, перемешивая содержимое пробирки. Что вы наблюдаете? Объясните, образование какого вещества привело к изменению окраски индикатора.

3. Напишите молекулярное и ионные уравнения проведённой реакции.

4. Подготовтесь к выступлению.

Свойства кислот № 4.

Теоретическая часть:

Химическими свойствами веществ называют такие свойства веществ (химических элементов, простых веществ и химических соединений), имеющие отношение к химическим процессам, т.е. проявляемые в процессе химической реакции и влияющие на неё.

Признаки химических реакций — выделение газа, выпадение осадки, изименение цвета раствора, нагревание или охолождение пробирки с реактивами.

Типичные реакции кислот:

1. Кислота + основание → соль + вода. (реакция обмена, реакция нейтрализации)

2. Кислота + оксид металла → соль + вода. (реакция обмена)

3. Кислота + металл → соль + водород. (реакция замещения)

4. Кислота + соль → новая кислота + новая соль. (реакция обмена)

Практическая часть:

«Взаимодействие кислоты с солью».

Оборудование и реактивы: штатив для пробирок, пробирка; раствор карбоната натрия, раствор соляной кислоты.

Правила техники безопасности:

1. Запрещается брать вещества руками.

2. Запрещается оставлять открытыми склянки с реактивами.

3. Едкое вещество — кислота! Разрушает и раздражает кожу, слизистые оболочки.

4. Попавшие на кожу капли раствора кислоты немедленно смойте струёй холодной воды, а затем обработайте повреждённую поверхность 2%-м раствором питьевой соды.

Содержание и порядок выполнения работы:

1. Налейте в пробирку 1-2 мл раствора карбоната натрия и добавьте к нему 1-2 мл соляной кислоты. Что наблюдаете?

2. Напишите молекулярное и ионные уравнения проведённой реакции.

3. Подготовтесь к выступлению.

Свойства кислот № 3.

Теоретическая часть:

Химическими свойствами веществ называют такие свойства веществ (химических элементов, простых веществ и химических соединений), имеющие отношение к химическим процессам, т.е. проявляемые в процессе химической реакции и влияющие на неё.

Признаки химических реакций — выделение газа, выпадение осадки, изименение цвета раствора.

Типичные реакции кислот:

1. Кислота + основание → соль + вода. (реакция обмена, реакция нейтрализации)

2. Кислота + оксид металла → соль + вода. (реакция обмена)

3. Кислота + металл → соль + водород. (реакция замещения)

4. Кислота + соль → новая кислота + новая соль. (реакция обмена)

Практическая часть:

«Взаимодействие кислоты с металлами».

Оборудование и реактивы: штатив для пробирок, пробирка; медь, цинк, раствор соляной кислоты.

Правила техники безопасности:

1. Запрещается брать вещества руками.

2. Запрещается оставлять открытыми склянки с реактивами

3. Едкое вещество — кислота! Разрушает и раздражает кожу, слизистые оболочки.

4. Попавшие на кожу капли раствора кислоты немедленно смойте струёй холодной воды, а затем обработайте повреждённую поверхность 2%-м раствором питьевой соды.

Содержание и порядок выполнения работы:

1. Поместите в две пробирки металлы (гранулы или кусочки): в 1-ю — цинк, во 2-ю медь.

2. Налейте по 2 мл раствора соляной кислоты.

3. Сделайте вывод о том, в какой пробирке произошла химическая реакция.

4. Напишите молекулярное и ионные уравнения проведённой реакции.

5. Сформулируйте вывод о возможности взаимодействия кислот с металлами, вписав пропущенные слова в предложение.

Кислота взаимодействует с металлами согласно схеме:

Кислота + металл → соль + водород. (реакция замещения)

при следующих условиях:

- металл находится в электрохимическом ряду напряжений до или после водорода? (нужное подчеркнуть)

- в результате реакции образуется Растворимая или нерастворимая соль? (нужное подчеркнуть)

- для таких реакций не используют щелочные металлы, так как они взаимодействуют с водой (это условие в опыте не рассматривалось)

1. Подготовтесь к выступлению.

1 группа: взаимодействие оксида меди с азотной кислотой

CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 +H2O нагреть голубой

Это реакция обмена. Оксиды — неэлектролиты, поэтому их записывают в молекулярном виде.

CuO + 2H + 2NO3 = Cu + 2NO3+ H2O

CuO + 2H = Cu + H2O

2 группа: взаимодействие гидроксида натрия с серной кислотой

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

+ индикатор

Это реакция обмена.

2Na + 2OH + 2H + SO4= 2Na + SO4 + H2O

OH + H = H2O

3 группа: взаимодействие карбоната натрия с серной кислотой

Na2CO3 + HCl = 2NaCl+ H2O + CO2↑ Это реакция обмена.

2Na + CO3 + 2H + Cl= 2Na + 2Cl+ H2O + CO2↑

CO3 + 2H = + H2O + CO2↑

4 группа: взаимодействие нитрата серебра с соляной кислотой

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

Ag + NO3 + H + Cl = AgCl↓ + H + NO3 Это реакция обмена.

Ag + Cl = AgCl↓

5 группа: взаимодействие цинка, бария и меди с соляной кислотой

• Cu + HCl ≠

• Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

хлопок

• Ba + H2SO4 = BaSO4↓ + H2↑

Кислоты взаимодействуют с металлами, если:

а) Металл стоит до водорода;

б) В результате реакций образуется растворимая соль;

в) Нерастворимая H2SiO3 не взаимодейсмтвует с металлами;

Металлы в ряду активности расположенны в порядке уменьшения их химической активности (вначале — самые активные, а в конце — неактивные или химически инертные металлы т.е. Благородные).

1. K, Al, Sn, Pb.

Cu, Hg, Au, Ag. С ними кислоты значит взаимодействовать не будут.

МКОУ « Щученская СОШ» Лискинского района Воронежской области

Презентация урока химии в 8 классе

по теме : «Кислоты в свете теории электролитической диссоциации (ТЭД) »

Подготовила учитель химии

Пащенко Галина Владимировн

Цель:

Цель:

Создание условий для погружения учащихся в процесс открытия нового знания через изучение темы: « Химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации » .

Цели урока

• Вспомнить понятие о кислотах, как о классе электролитов;
• Рассмотреть классификацию кислот по различным признакам;
• Охарактеризовать общие свойства кислот в свете ионных представлений;
• Научиться пользоваться электрохимическим рядом напряжений металлов и таблицей

растворимости для

прогнозирования возможных

химических реакций;

З

адачи личностного характера:

• Выстраивание у учащихся
• позитивного отношения к процессу
• обучения в целом, к содержанию
• конкретного урока, через поддержание
• у них познавательного интереса;
• Наполнение учебного процесса
• внутренними смыслами, мотивами и
• определение роли учащихся на уроке;
• Формирование самооценки
• у школьников.

Метапредметные задачи:

- Формирование УУД метапредметного характера:

• Регулятивные УУД: развитие умений ставить цели и
• задачи на уроке; планировать процесс реализации
• поставленных задач; развитие умений организовывать
• процесс оценивания и контроля результатов учебной
• деятельности.
• Познавательные УУД: продолжить развитие таких
• познавательных процессов как обобщение, классификация,
• сравнение, установление причинно-следственных связей;
• развитие умений работать с текстом, выделять текстовые
• смыслы; развитие умения фиксировать своё интеллектуальное
• затруднение.
• Коммуникативные УУД: продолжить развитие умений
• слушать, грамотно строить речь, формулировать понятия,
• аргументировать свою позицию в решении учебных проблем,
• сотрудничать в групповой форме работы, проявлять толерантность
• в процессе диалога.
• Формирование метазнания через оперирование понятиями
• класс, свойства, уравнения, признак.

Предметные задачи:

• Раскрыть химические свойства кислот
• как класса электролитов;
• Дать характеристику каждому химическому
• свойству кислот;
• Продолжить отработку умений составления
• химических уравнений (молекулярных
• и ионных) и расставления кооэффициентов;
• Продолжить развитие умений проведения
• химического эксперимента.

Этапы урока

1. Мотивационно-ориентировочный

(2 — 4 мин)

2. Этап актуализации знаний и фиксирование затруднений в пробном учебном действии

(5 — 7 мин)

3.Целеполагание и построение плана реализации поставленной цели

(4 — 5 мин)

4. Этап реализации плана по достижению цели и его презентация

(5 — 8 мин)

5. Этап первичного закрепления новых знаний

(4 — 5 мин)

6. Этап самостоятельной работы по образцу

(3 — 5 мин)

7. Этап включения полученных знаний в систему уже имеющихся

(5 — 7 мин)

8. Этап рефлексии учебной деятельности и постановка домашнего задания

(2 — 5 мин)

План урока

• I . Состав и классификация кислот;

• II. Ионные уравнения реакций на примере химических свойств кислот;

Определение (понятие)

• Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка:

HCL → Н⁺ + СL⁻

Н₃РО₄ → Н⁺+ Н₂РО₄⁻

Н₂РО₄⁻ → Н⁺ + НРО₄²⁻

НРО₄²⁻ → Н⁺ + РО₄³⁻

Задание

• Выберите

формулы кислот:

КNО₂ Н₂О₂ Н₂СО₃

NаНSО₄ NаОН НF

Са(ОН)₂ Мg(НСО₃)₂ Н₂SО₄ Аl(NО₃)₃

СuОН Н₂МnО₂ ВаОНСl Р₂О₅ НNО₂

Ответ

• КNО₂ Н₂О₂ Н₂СО₃ NаНSО₄ NаОН НF Са(ОН)₂ Мg(НСО₃)₂ Н₂SО₄ Аl(NО₃)₃ СuОН Н₂МnО₂ ВаОНСl Р₂О₅ НNО₂

Задание № 1

I вариант

II вариант

• 1)Используя содержание таблицы, дайте характеристику соляной (хлороводородной) кислоты.

• 1)Используя содержание таблицы, дайте характеристику угольной кислоты.

Ответ

• I вариант (НСl)

• II вариант (Н₂CО₃)

• Бескислородная;
• Одноосновная;
• Растворимая;
• Летучая;
• Сильная;
• Стабильная;

• Кислородная;
• Двухосновная;
• Растворимая;
• Летучая;
• Слабая;
• Нестабильная;

Задание № 2 Выберите название кислоты, соответствующей следующему описанию

I вариант

II вариант

• Кислородная, трёхосновная,

• Бескислородная, слабая двухосновная,

растворимая, стабильная,

нелетучая;

растворимая, летучая;

• А) кремневая;
• Б) азотистая;
• В) фосфорная;
• Г) угольная;

• А) сероводородная;
• Б) угольная;
• В) соляная;
• Г) азотная;

Задание № 3 Установите соответствие между названием кислоты и её признаками

I вариант

II вариант

• А) сероводородная;
• Б) серная;
• В) сернистая;
• Г) кремневая;

• А) бромоводородная;
• Б) сернистая;
• В) фосфорная;
• Г) азотистая;

• 1)кислородная, не растворимая в воде;
• 2)двухосновная, сильная, стабильная;

• 1)нестабильная, кислородная, двухосновная, растворимая;
• 2)сильная, бескислородная, одноосновная;

Ответ

I вариант

II вариант

• Задание № 1 – В (фосфорная);
• Задание № 2 –

• Задание № 1 – А (сероводородная);
• Задание № 2 –

Г1; Б2;

Б1; А2;

Химические свойства кислот

• 1)Реакция нейтрализации:

кислота + основание → соль + вода

(реакция обмена)

• 2NаОН + Н₂SО₄ → Nа₂SО₄ + 2Н₂О

2Nа⁺ + 2ОН⁻ + 2Н⁺ + SО₄²⁻ → 2Nа⁺ + SО₄²⁻ + 2Н₂О

Н⁺ + ОН⁻ → Н₂О

• 3НСl + Fе(ОН)₃↓ → FеCl₃ + 3Н₂О

3Н⁺ + 3Сl⁻ + Fе(ОН)₃↓ → Fе³⁺ + 3Cl⁻ + 3Н₂О

3Н⁺ + Fе(ОН)₃↓ → Fе³⁺ + 3Н₂О

• Н₂SО₄ + Ва(ОН)₂ → ВаSО₄↓ + 2Н₂О

2Н⁺ + SО₄²⁻ + Ва²⁺ + 2ОН⁻ → ВаSО₄↓ + 2Н₂О

• 2)Взаимодействие кислот с оксидами металлов:

кислота + оксид металла → соль + вода

(реакция обмена)

• СuО + Н₂SО₄ →ᵗ° CuSО₄ + Н₂О

СuО + 2Н⁺ + SО₄²⁻ →ᵗ° Cu²⁺+ SО₄²⁻ + Н₂О

СuО + 2Н⁺ →ᵗ° Cu²⁺ + Н₂О

• Fе₂О₃ + 6НСl → 2FеСl₃ + 3Н₂О

Fе₂О₃ + 6Н⁺ + 6Сl⁻ → 2Fе³⁺ + 6Сl⁻ + 3Н₂О

Fе₂О₃ + 6Н⁺ → 2Fе³⁺ + 3Н₂О

• 3)Взаимодействие кислот с металлами:

кислота + металл → соль + водород

(реакция замещения)

• Условия протекания реакций:

1) Металл в электрохимическом ряду напряжений металлов должен находится до водорода:

Zn + 2НСl → ZnCl₂ + Н₂↑

Zn° + 2Н⁺ + 2Сl⁻ → Zn²⁺ + 2Сl⁻ + Н₂°↑

Zn° + 2Н⁺ → Zn²⁺ + Н₂°↑

2) В результате реакции должна получиться растворимая соль: Pb + Н₂SО₄ = РbSО₄↓ + Н₂↑

• 3) Нерастворимые кислоты (кремневая) не вступают в реакции с металлами:

Н₂SiО₃ + Мg →

• 4)Концентрированный и разбавленный растворы серной кислоты,

а также раствор азотной

кислоты любой

концентрации

взаимодействую с

металлами по другой схеме.

• 3)Взаимодействие кислот с солями:

кислота + соль → новая кислота + новая

соль

(реакция обмена)

• К₂СО₃ + 2НNО₃ → 2КNО₃ + СО₂↑ + Н₂О

2К⁺ + СО₃²⁻ + 2Н⁺ + 2NО₃⁻ → 2К⁺+ 2NО₃⁻ + СО₂ + Н₂О

СО₃²⁻ + 2Н⁺ → СО₂↑ + Н₂О

• СаСО₃↓ + 2НСl → СаСl₂ + СО₂↑ + Н₂О

СаСО₃ + 2Н⁺ + 2Сl⁻ → Са²⁺+ 2Сl⁻ + СО₂ + Н₂О

CаСО₃ + 2Н⁺ → Са²⁺ + СО₂↑ + Н₂О

Качественная реакция на SО₄²⁻ (сульфат-ион)

• ВаСl₂ + Н₂SО₄ → ВаSО₄↓ + 2НСl

Ва²⁺ + 2Сl⁻ + 2Н⁺ + SО₄²⁻ → ВаSО₄↓ + 2Н⁺ + 2Сl⁻

Ва²⁺ + SО₄²⁻ → ВаSО₄↓

• Сульфат бария (ВаSО₄) – белый осадок, не растворимый в азотной кислоте.

Качественная реакция на Сl⁻ (хлорид-ион)

• АgNО₃ + НСl → АgCl↓ + НNО₃

Аg⁺ + NО₃⁻ + Н⁺ + Сl⁻ → АgCl↓ + Н⁺ + NО₃⁻

Аg⁺ + Сl⁻ → АgCl↓

• Хлорид серебра (АgCl) – белый творожистый осадок, не растворимый в азотной кислоте.

Итоги

• 1. Классификация

кислот;

• 2. Типичные

химические

свойства кислот;

• 3. Условия протекания типичных реакций кислот;

Закрепление

I вариант

II вариант

• Допишите уравнения реакций, отражающие химические свойства кислот:

• C какими из перечисленных веществ взаимодействует серная кислота. Составьте уравнения возможных реакции.

• HNО₃ + СuО →
• Fе(ОН)₂ + НСl →
• H₂SO₄ + Mg →
• Н₃РО₄ + NаОН →
• SO₂ + H₂SiO₃ →
• НСl + MgO →
• CаСО₃ + НNО₃ →
• Hg + НВr →

• SiO₂;
• LiOH;
• Ва(NO)₃;
• НСl;
• К₂О;
• Nа₂SiО₃;
• Zn(ОН)₂
• LiNO₃;

Ответ

I вариант

II вариант

• HNО₃ + СuО → Cu(NO₃)₂ + Н₂О
• Fе(ОН)₂↓ + 2НСl → FeCl₂ + 2Н₂О
• H₂SO₄ + Mg → МgSO₄ + H₂↑
• Н₃РО₄ + 3NаОН → Na₃PO₄ + 3H₂O
• SO₂ + H₂SiO₃ →
• 2НСl + MgO → MgCl₂ + H₂O
• CаСО₃ + 2НNО₃ → Ca(NO₃)₂ + СО₂ + Н₂О
• Hg + НВr →

• Н₂SO₄ + SiO₂ →
• Н₂SO₄ + 2LiОН → Li₂SO₄ + 2H₂O
• Н₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ → BaSO₄↓ + 2HNO₃
• Н₂SO₄ + HCl →
• Н₂SO₄ + K₂O → K₂SO₄ + H₂O
• Н₂SO₄ + Na₂SiO₃ → Na₂SO₄ + H₂SiO₃↓
• Н₂SO₄ + Zn(OH)₂ → ZnSO₄ + 2H₂O
• Н₂SO₄ + LiNO₃ →

Дополнительное задание

• Запишите молекулярные и ионные уравнения практически осуществимых реакций, протекающих между:

• магнием и соляной кислотой;
• оксидом бария и азотной кислотой;
• медью и фосфорной кислотой;
• нитратом калия и серной кислотой;
• оксидом лития и бромоводородной

кислотой;

• гидроксидом железа (II) и азотистой

кислотой;

• сульфитом натрия и соляной кислотой;

Ответ

• Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂↑

Mg° + 2H⁺ + 2Cl⁻ → Mg²⁺ + 2Cl⁻ + H₂↑

Mg° + 2H⁺ → Mg²⁺ + H₂°↑

• BaO + 2HNO₃ → Ba(NO₃)₂ + H₂O

BaO + 2H⁺ + 2NO₃⁻ → Ba²⁺ +2NO₃⁻ + H₂O

BaO + 2H⁺ → Ba²⁺ + H₂O

• Cu + H₃PO₄ →

• 2KNO₃ + H₂SO₄ →

• Li₂O + 2HBr → 2LiBr + H₂O

Li₂O + 2H⁺ + 2Br⁻ → 2Li⁺ + 2Br⁻ + H₂O

Li₂O + 2H⁺ → 2Li⁺ + H₂O

• Fe(OH)₂↓ + 2HNO₂ → Fe(NO₂)₂ + 2H₂O

Fe(OH)₂↓ + 2H⁺ + 2NO₂⁻ → Fe²⁺ + 2NO⁻ + 2H₂O

Fe(OH)₂↓ + 2H⁺ → Fe²⁺ + 2H₂O

• Na₂SO₃ + 2HCL → 2NaCl + SO₂↑ + H₂O

2Na⁺ + SO₃²⁻ + 2H⁺ + 2CL⁻ → 2Na⁺ + 2Cl⁻ + SO₂↑ + H₂O

SO₃²⁻ + 2H⁺ → SO₂↑ + H₂O