Was sind Säuren? Säuren: Klassifizierung und chemische Eigenschaften

Säuren- komplexe Stoffe, bestehend aus einem oder mehreren Wasserstoffatomen, die durch Metallatome und saure Reste ersetzt werden können.

Klassifizierung von Säuren

1. Nach der Anzahl der Wasserstoffatome: Anzahl der Wasserstoffatome ( N ) bestimmt die Basizität von Säuren:

N= 1 Monobase

N= 2 Dibase

N= 3 Tribase

2. Nach Zusammensetzung:

a) Tabelle der sauerstoffhaltigen Säuren, Säurereste und entsprechenden Säureoxide:

b) Tabelle der sauerstofffreien Säuren

Physikalische Eigenschaften von Säuren

Viele Säuren wie Schwefel-, Salpeter- und Salzsäure sind farblose Flüssigkeiten. Feste Säuren sind auch bekannt: Orthophosphorsäure, Metaphosphorsäure HPO 3, Borsäure H 3 BO 3 . Fast alle Säuren sind wasserlöslich. Ein Beispiel für eine unlösliche Säure ist Kieselsäure H2SiO3 . Saure Lösungen haben einen säuerlichen Geschmack. Beispielsweise erhalten viele Früchte durch die enthaltenen Säuren einen säuerlichen Geschmack. Daher die Namen der Säuren: Zitronensäure, Äpfelsäure usw.

Methoden zur Herstellung von Säuren

Chemische Eigenschaften von Säuren

1. Ändern Sie die Farbe der Indikatoren

2. Reagieren Sie mit Metallen in der Aktivitätsreihe bis H 2

(exkl. HNO 3 -Salpetersäure)

Video „Wechselwirkung von Säuren mit Metallen“

Ich + SÄURE = SALZ + H 2 (r. Ersatz)

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. Mit basischen (amphoteren) Oxiden – Metalloxide

Video „Wechselwirkung von Metalloxiden mit Säuren“

Pelz x O y + SÄURE = SALZ + H 2 O (Rubel umtauschen)

4. Mit Basen reagieren – Neutralisierungsreaktion

SÄURE + BASIS= SALZ+ H 2 Ö (Rubel umtauschen)

H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O

5. Reagieren Sie mit Salzen schwacher, flüchtiger Säuren – wenn sich Säure bildet, ausfällt oder Gas entsteht:

2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (konz.) = Na 2 SO 4 + 2HCl ( R . Austausch )

Video „Wechselwirkung von Säuren mit Salzen“

6. Zersetzung sauerstoffhaltiger Säuren beim Erhitzen

(exkl. H 2 ALSO 4 ; H 3 Postfach 4 )

SÄURE = SÄUREOXID + WASSER (r. Erweiterung)

Erinnern!Instabile Säuren (Kohlensäure und schwefelige Säure) – zerfallen in Gas und Wasser:

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Schwefelwasserstoffsäure bei Produkten als Gas freigesetzt:

CaS + 2HCl = H 2 S+CaCl2

ZUTEILUNGSAUFGABEN

Nr. 1. Verteilen Sie die chemischen Formeln der Säuren in einer Tabelle. Geben Sie ihnen Namen:

LiOH, Mn 2 O 7, CaO, Na 3 PO 4, H 2 S, MnO, Fe (OH) 3, Cr 2 O 3, HI, HClO 4, HBr, CaCl 2, Na 2 O, HCl, H 2 SO 4, HNO 3, HMnO 4, Ca (OH) 2, SiO 2, Säuren

Bes-sauer-

einheimisch

Sauerstoffhaltig

löslich

unlöslich

eins-

Basic

zweibasisch

drei-grundlegend

Nr. 2. Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf:

Ca + HCl

Na+H2SO4

Al+H2S

Ca+H3PO4
Benennen Sie die Reaktionsprodukte.

Nr. 3. Schreiben Sie Reaktionsgleichungen auf und benennen Sie die Produkte:

Na 2 O + H 2 CO 3

ZnO + HCl

CaO + HNO3

Fe 2 O 3 + H 2 SO 4

Nummer 4. Schreiben Sie Gleichungen für die Reaktionen von Säuren mit Basen und Salzen auf:

KOH + HNO3

NaOH + H2SO3

Ca(OH) 2 + H 2 S

Al(OH) 3 + HF

HCl + Na 2 SiO 3

H2SO4 + K2CO3

HNO3 + CaCO3

Benennen Sie die Reaktionsprodukte.

ÜBUNGEN

Trainer Nr. 1. „Formel und Namen von Säuren“

Trainer Nr. 2. „Korrespondenz herstellen: Säureformel – Oxidformel“

Sicherheitshinweise – Erste Hilfe bei Säurekontakt mit der Haut

Sicherheitstechnik -

Säuren sind komplexe Substanzen, deren Moleküle Wasserstoffatome enthalten, die durch Metallatome und einen Säurerest ersetzt oder ausgetauscht werden können.

Basierend auf der Anwesenheit oder Abwesenheit von Sauerstoff im Molekül werden Säuren in sauerstoffhaltige Säuren unterteilt(H 2 SO 4 Schwefelsäure, H 2 SO 3 schweflige Säure, HNO 3 Salpetersäure, H 3 PO 4 Phosphorsäure, H 2 CO 3 Kohlensäure, H 2 SiO 3 Kieselsäure) und sauerstofffrei(HF-Flusssäure, HCl-Salzsäure (Salzsäure), HBr-Bromwasserstoffsäure, HI-Jodwasserstoffsäure, H 2 S-Schwefelwasserstoffsäure).

Abhängig von der Anzahl der Wasserstoffatome im Säuremolekül sind Säuren einbasig (mit 1 H-Atom), zweibasig (mit 2 H-Atomen) und dreibasig (mit 3 H-Atomen). Beispielsweise ist Salpetersäure HNO 3 einbasig, da ihr Molekül ein Wasserstoffatom enthält, Schwefelsäure H 2 SO 4 – dibasisch usw.

Es gibt nur sehr wenige anorganische Verbindungen mit vier Wasserstoffatomen, die durch ein Metall ersetzt werden können.

Der Teil eines Säuremoleküls ohne Wasserstoff wird Säurerest genannt.

Saure Rückstände können aus einem Atom bestehen (-Cl, -Br, -I) – das sind einfache saure Reste, oder sie können aus einer Gruppe von Atomen bestehen (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) – das sind komplexe Reste.

In wässrigen Lösungen werden bei Austausch- und Substitutionsreaktionen saure Rückstände nicht zerstört:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Das Wort Anhydrid bedeutet wasserfrei, also eine Säure ohne Wasser. Zum Beispiel,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoxische Säuren haben keine Anhydride.

Säuren haben ihren Namen vom Namen des säurebildenden Elements (Säurebildners) mit dem Zusatz „naya“ und seltener „vaya“: H 2 SO 4 – Schwefelsäure; H 2 SO 3 – Kohle; H 2 SiO 3 – Silizium usw.

Das Element kann mehrere Sauerstoffsäuren bilden. In diesem Fall werden die angegebenen Endungen in den Namen von Säuren angezeigt, wenn das Element eine höhere Wertigkeit aufweist (das Säuremolekül enthält einen hohen Gehalt an Sauerstoffatomen). Wenn das Element eine niedrigere Wertigkeit aufweist, ist die Endung im Namen der Säure „leer“: HNO 3 – salpeterhaltig, HNO 2 – stickstoffhaltig.

Säuren können durch Auflösen von Anhydriden in Wasser gewonnen werden. Wenn die Anhydride in Wasser unlöslich sind, kann die Säure durch Einwirkung einer anderen stärkeren Säure auf das Salz der gewünschten Säure gewonnen werden. Diese Methode ist sowohl für Sauerstoff als auch für sauerstofffreie Säuren typisch. Sauerstofffreie Säuren werden auch durch direkte Synthese aus Wasserstoff und einem Nichtmetall und anschließendes Auflösen der resultierenden Verbindung in Wasser gewonnen:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Lösungen der entstehenden gasförmigen Stoffe HCl und H 2 S sind Säuren.

Unter normalen Bedingungen liegen Säuren sowohl im flüssigen als auch im festen Zustand vor.

Chemische Eigenschaften von Säuren

Säurelösungen wirken auf Indikatoren. Alle Säuren (außer Kieselsäure) sind gut wasserlöslich. Spezielle Substanzen - Indikatoren ermöglichen die Bestimmung des Vorhandenseins von Säure.

Indikatoren sind Substanzen mit komplexer Struktur. Sie ändern ihre Farbe je nach Wechselwirkung mit verschiedenen Chemikalien. In neutralen Lösungen haben sie eine Farbe, in Basenlösungen eine andere Farbe. Bei der Wechselwirkung mit einer Säure ändern sie ihre Farbe: Der Methylorange-Indikator wird rot und der Lackmus-Indikator wird ebenfalls rot.

Interagiere mit Basen unter Bildung von Wasser und Salz, das einen unveränderten Säurerest enthält (Neutralisationsreaktion):

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Interagieren Sie mit Basisoxiden unter Bildung von Wasser und Salz (Neutralisationsreaktion). Das Salz enthält den Säurerest der Säure, die bei der Neutralisationsreaktion verwendet wurde:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Interagieren Sie mit Metallen. Damit Säuren mit Metallen interagieren können, müssen bestimmte Bedingungen erfüllt sein:

1. Das Metall muss gegenüber Säuren ausreichend aktiv sein (in der Aktivitätsreihe der Metalle muss es vor Wasserstoff stehen). Je weiter links ein Metall in der Aktivitätsreihe steht, desto intensiver interagiert es mit Säuren;

2. Die Säure muss stark genug sein (d. h. in der Lage, Wasserstoffionen H+ abzugeben).

Bei chemischen Reaktionen von Säure mit Metallen kommt es zur Salzbildung und zur Freisetzung von Wasserstoff (mit Ausnahme der Wechselwirkung von Metallen mit Salpetersäure und konzentrierter Schwefelsäure):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

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Säuren sind komplexe chemische Verbindungen, die ein oder mehrere Wasserstoffatome und einen Säurerest enthalten. Das Wort „Säure“ ist in seiner Bedeutung mit dem Wort „Sauer“ verwandt, da sie eine gemeinsame Wurzel haben. Daraus folgt, dass Lösungen aller Säuren einen säuerlichen Geschmack haben. Trotzdem können nicht alle sauren Lösungen geschmeckt werden, da es sich bei einigen um ätzende und giftige Lösungen handelt. Aufgrund ihrer Eigenschaften werden Säuren häufig im Alltag, in der Medizin, in der Industrie und in anderen Bereichen eingesetzt.

Geschichte der Säureforschung

Säuren sind der Menschheit seit der Antike bekannt. Offensichtlich war die erste Säure, die der Mensch durch die Gärung (Oxidation an der Luft) von Wein gewann, Essigsäure. Schon damals waren einige Eigenschaften von Säuren bekannt, die zur Auflösung von Metallen und zur Gewinnung mineralischer Pigmente genutzt wurden, zum Beispiel: Bleicarbonat. Im Mittelalter „entdeckten“ Alchemisten neue Säuren mineralischen Ursprungs. Der erste Versuch, alle Säuren mit einer gemeinsamen Eigenschaft zu vereinen, wurde vom physikalischen Chemiker Svante Arrhenius (Stockholm, 1887) unternommen. Derzeit hält sich die Wissenschaft an die 1923 begründete Theorie der Säuren und Basen von Brønsted-Lowry und Lewis.

Oxalsäure (Ethandisäure) ist eine starke organische Säure und besitzt alle Eigenschaften von Carbonsäuren. Es handelt sich um farblose Kristalle, die in Wasser leicht löslich, in Ethylalkohol unvollständig und in Benzol unlöslich sind. In der Natur kommt Oxalsäure in Pflanzen wie Sauerampfer, Karamell, Rhabarber usw. vor.

Anwendung:

In der chemischen Industrie (zur Herstellung von Tinte, Kunststoffen);

In der Metallurgie (zur Reinigung von Rost, Zunder);

In der Textilindustrie (zum Färben von Pelzen und Stoffen);

In der Kosmetik (Aufheller);

Zur Reinigung und Reduzierung der Wasserhärte;

In Behandlung;

In der Pharmakologie.

Oxalsäure ist giftig und giftig; bei Kontakt mit Haut, Schleimhäuten und Atmungsorganen kommt es zu Reizungen.

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Salicylsäure ist ein kristallines Pulver, das sich gut in Alkohol, aber schlecht in Wasser löst. Es wurde erstmals 1838 in Italien vom Chemiker Raphael Piria aus Weidenrinde (woher es seinen Namen erhielt) gewonnen.

Weit verbreitet:

In der Pharmakologie;

In der Medizin (entzündungshemmend, wundheilend, antiseptisch zur Behandlung von Verbrennungen, Warzen, Akne, Ekzemen, Haarausfall, starkem Schwitzen, Ichthyose, Schwielen, Pityriasis versicolor usw.);

In der Kosmetik (als Peeling, Antiseptikum);

In der Lebensmittelindustrie (beim Einmachen von Produkten).

Im Falle einer Überdosierung tötet diese Säure nützliche Bakterien ab und trocknet die Haut aus, was zu Akne führen kann. Es wird nicht empfohlen, es als kosmetisches Produkt mehr als einmal täglich zu verwenden.

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Borsäure (Orthoborsäure) hat das Aussehen eines glänzenden kristallinen Pulvers, das sich fettig anfühlt. Es ist eine schwache Säure und in heißem Wasser und Salzlösungen besser löslich, in kaltem Wasser und Mineralsäuren weniger löslich. Es kommt in der Natur in Form des Minerals Sassolina, in Mineralwässern, Natursole und heißen Quellen vor.

Anwendbar:

In der Industrie (bei der Herstellung von Emaille, Zement, Reinigungsmitteln);

In der Kosmetik;

In der Landwirtschaft (als Dünger);

In Laboren;

In der Pharmakologie und Medizin (Antiseptikum);

Im Alltag (zur Bekämpfung von Insekten);

Beim Kochen (zum Einmachen und als Lebensmittelzusatz).

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Zitronensäure ist ein Lebensmittelzusatzstoff (E330/E333) in Form einer weißen kristallinen Substanz. Es löst sich sowohl in Wasser als auch in Ethylalkohol gut. In der Natur kommt es in vielen Zitrusfrüchten, Beeren, Kiefernnadeln usw. vor. Zitronensäure wurde erstmals vom Apotheker Karl Scheele (Schweden, 1784) aus dem Saft unreifer Zitronen gewonnen.

Zitronensäure hat ihre Anwendung gefunden:

In der Lebensmittelindustrie (als Zutat in Gewürzen, Saucen, Halbfabrikaten);

In der Öl- und Gasindustrie (beim Bohren von Bohrlöchern);

In der Kosmetik (in Cremes, Shampoos, Lotionen, Badezusätzen);

In der Pharmakologie;

Im Alltag (bei der Herstellung von Waschmitteln).

Kommt eine konzentrierte Zitronensäurelösung jedoch mit der Haut, der Augenschleimhaut oder dem Zahnschmelz in Kontakt, kann dies zu Schäden führen.

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Milchsäure ist eine klare Flüssigkeit mit leichtem Geruch, die als Lebensmittelzusatzstoff (E270) eingestuft ist. Milchsäure sowie Zitronensäure wurden erstmals vom Chemiker Karl Scheele gewonnen. Derzeit wird es durch Vergärung von Milch, Wein oder Bier gewonnen.

Anwendung:

In der Industrie (zur Herstellung von Käse, Mayonnaise, Joghurt, Kefir, Süßwaren);

In der Landwirtschaft (zur Futterzubereitung);

In der Veterinärmedizin (Antiseptikum);

In der Kosmetik (Aufheller).

Bei der Arbeit mit Milchsäure müssen Vorsichtsmaßnahmen getroffen werden, da dies zu trockener Haut, Nekrose der Augenschleimhaut usw. führen kann.

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Lassen Sie mich anhand konkreter Beispiele kurz daran erinnern, wie Salze richtig bezeichnet werden sollten.

Beispiel 1. Das Salz K 2 SO 4 wird aus einem Schwefelsäurerest (SO 4) und Metall K gebildet. Salze der Schwefelsäure werden Sulfate genannt. K 2 SO 4 – Kaliumsulfat.

Beispiel 2. FeCl 3 – das Salz enthält Eisen und einen Salzsäurerest (Cl). Name des Salzes: Eisen(III)-chlorid. Bitte beachten Sie: In diesem Fall müssen wir nicht nur das Metall benennen, sondern auch seine Wertigkeit (III) angeben. Im vorherigen Beispiel war dies nicht notwendig, da die Wertigkeit von Natrium konstant ist.

Wichtig: Der Name des Salzes sollte nur dann die Wertigkeit des Metalls angeben, wenn das Metall eine variable Wertigkeit hat!

Beispiel 3. Ba(ClO) 2 – das Salz enthält Barium und den Rest hypochlorige Säure (ClO). Salzname: Bariumhypochlorit. Die Wertigkeit des Metalls Ba in allen seinen Verbindungen beträgt zwei; es bedarf keiner Angabe.

Beispiel 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Die NH 4 -Gruppe heißt Ammonium, die Wertigkeit dieser Gruppe ist konstant. Name des Salzes: Ammoniumdichromat (Dichromat).

In den obigen Beispielen sind wir nur auf das sogenannte gestoßen. mittlere oder normale Salze. Auf saure, basische, doppelte und komplexe Salze sowie Salze organischer Säuren wird hier nicht eingegangen.

Wenn Sie sich nicht nur für die Nomenklatur von Salzen, sondern auch für deren Herstellungsmethoden und chemische Eigenschaften interessieren, empfehle ich Ihnen, die entsprechenden Abschnitte des Chemie-Nachschlagewerks zu lesen: „

Dabei handelt es sich um Stoffe, die in Lösungen unter Bildung von Wasserstoffionen dissoziieren.

Säuren werden nach ihrer Stärke, ihrer Basizität und der Anwesenheit oder Abwesenheit von Sauerstoff in der Säure klassifiziert.

Durch StärkeSäuren werden in starke und schwache unterteilt. Die wichtigsten starken Säuren sind Salpetersäure HNO 3, schwefelhaltiges H2SO4 und Salzsäure HCl.

Je nach Anwesenheit von Sauerstoff zwischen sauerstoffhaltigen Säuren unterscheiden ( HNO3, H3PO4 usw.) und sauerstofffreie Säuren ( HCl, H 2 S, HCN usw.).

Durch Basizität, d.h. Entsprechend der Anzahl der Wasserstoffatome in einem Säuremolekül, die durch Metallatome zur Bildung eines Salzes ersetzt werden können, werden Säuren in einbasige Säuren (z. B. HNO 3, HCl), zweibasig (H 2 S, H 2 SO 4), dreibasig (H 3 PO 4) usw.

Die Namen sauerstofffreier Säuren leiten sich vom Namen des Nichtmetalls mit der Endung -Wasserstoff ab: HCl - Salzsäure, H2S e - Hydroselensäure, HCN - Blausäure.

Die Namen sauerstoffhaltiger Säuren werden ebenfalls aus dem russischen Namen des entsprechenden Elements mit dem Zusatz „Säure“ gebildet. In diesem Fall endet der Name der Säure, in der sich das Element in der höchsten Oxidationsstufe befindet, beispielsweise auf „naya“ oder „ova“ H2SO4 - Schwefelsäure, HClO4 - Perchlorsäure, H3AsO4 - Arsensäure. Mit abnehmender Oxidationsstufe des säurebildenden Elements ändern sich die Endungen in der folgenden Reihenfolge: „eiförmig“ ( HClO3 - Perchlorsäure), „fest“ ( HClO2 - chlorige Säure), „eiförmig“ ( HO Cl - hypochlorige Säure). Wenn ein Element Säuren bildet, während es nur in zwei Oxidationsstufen vorliegt, erhält der Name der Säure, die der niedrigsten Oxidationsstufe des Elements entspricht, die Endung „iste“ ( HNO3 - Salpetersäure, HNO2 - Salpetersäure).

Tabelle – Die wichtigsten Säuren und ihre Salze

Säuren gewinnen

1. Sauerstofffreie Säuren können durch direkte Kombination von Nichtmetallen mit Wasserstoff erhalten werden:

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Sauerstoffhaltige Säuren können oft durch direkte Verbindung von Säureoxiden mit Wasser gewonnen werden:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4,

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3,

P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3.

3. Durch Austauschreaktionen zwischen Salzen und anderen Säuren können sowohl sauerstofffreie als auch sauerstoffhaltige Säuren gewonnen werden:

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.

4. In einigen Fällen können Redoxreaktionen zur Herstellung von Säuren genutzt werden:

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4,

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.

Chemische Eigenschaften von Säuren

1. Die charakteristischste chemische Eigenschaft von Säuren ist ihre Fähigkeit, mit Basen (sowie basischen und amphoteren Oxiden) zu Salzen zu reagieren, zum Beispiel:

H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,

2 HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O.

2. Die Fähigkeit zur Wechselwirkung mit einigen Metallen in der Spannungsreihe bis hin zu Wasserstoff unter Freisetzung von Wasserstoff:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2,

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.

3. Bei Salzen, wenn ein schwerlösliches Salz oder eine flüchtige Substanz entsteht:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2,

2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2SO 2+ 2H 2 O.

Beachten Sie, dass mehrbasige Säuren schrittweise dissoziieren und die Dissoziationsleichtigkeit bei jedem Schritt abnimmt; daher werden bei mehrbasigen Säuren anstelle mittlerer Salze oft saure Salze gebildet (im Falle eines Überschusses der reagierenden Säure):

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S,

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.

4. Ein Sonderfall der Säure-Base-Wechselwirkung ist die Reaktion von Säuren mit Indikatoren, die zu einer Farbänderung führt, die seit langem zum qualitativen Nachweis von Säuren in Lösungen genutzt wird. Lackmus verfärbt sich also in einer sauren Umgebung rot.

5. Beim Erhitzen zerfallen sauerstoffhaltige Säuren in Oxid und Wasser (vorzugsweise in Gegenwart eines wasserentfernenden Mittels). P2O5):

H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3,

H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2.

M.V. Andryukhova, L.N. Borodina