Сущность окисно-відновних реакций

СУЩНОСТЬ ОКИСНО-ВІДНОВНИХ РЕАКЦИЙ.

Окислювально-відновні процеси належать до найпоширеніших хімічних реакцій і величезне значення теоретично та практиці. Окисление-восстановление—один з найважливіших процесів природы.

Подих, засвоєння вуглекислого газу рослинами із кисню, обмін речовин й інших хімічних процесів основу своєї є окислительно-восстановительными реакціями. Спалювання палива на топках парових котлів і двигунах внутрішнього згоряння, электролитическое осадження металів, процеси, які у гальванічних елементах і акумуляторах, включають реакції окисления-восстановления.

Одержання елементарних речовин (заліза, хрому, марганцю, золота, срібла, сірки, хлору, йоду тощо.) й ринок цінних хімічних продуктів (аміаку, щёлочей, азотної, сірчаної та інших кислот) полягає в окисно-відновних реакциях.

На окислении-восстановлении в аналітичної хімії засновані методи объёмного аналізу: перманганатометрия, йодометрия, броматометрия, та інші, які відіграють значної ролі при контролюванні виробничих процесів і виконання наукових досліджень про. У органічної хімії щодо низки хімічних перетворень саме стала вельми поширеною знайшли процеси окисления-восстановления.

Інертні гази тільки у виняткових випадках здатні розпочинати окислювально-відновні реакции.

ЕНЕРГІЯ ІОНІЗАЦІЇ І СПОРІДНЕНІСТЬ До ЕЛЕКТРОНУ. ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ.

Хімічна природа елемента оцінюється здатністю його атома втрачати отримувати електрони. Остання то, можливо кількісно оцінена енергією іонізації та її спорідненістю до электрону.

Мірою енергії іонізації атома служить його ионизеционный потенціал, являє собою найменше напруження як у вольтах,.

Яке слід витратити у тому, щоб відірвати електрон від невозбужденного атома усунути його за нескінченно далеке расстояние.

У періодах, зазвичай, енергія іонізації збільшується зліва-направо. У цьому відбудовні властивості елементів зменшуються, а окислительные—возрастают.

Енергія спорідненості до електрону (СЕ) характеризує кількість енергії, виділеної (чи поглинається) внаслідок приєднання електрона до нейтральному атома з перетворенням їх у негативний іон. Величини енергії спорідненості до електрону в періодах зростають зліва-направо, в підгрупах, зазвичай, зменшуються згори вниз.

Енергію іонізації (I) та енергію спорідненості до електрону (Є) можна віднести як до одиничному атома, і до 6,02* 1023 атомов.

Для атомів вільних елементів окислювальна і восстановительная активність виражається величинами енергії іонізації і спорідненості атома до электрону.

А, щоб вирішити питання, атом даного елемента легше втрачає чи приєднує електрон, було запроваджено характеристика, названа электроотрицательностью. Мірою электроотрицательности може бути арифметична сума значень іонізації I і спорідненості до електрону Е:

ЭО = 1+Е.

Электроотрицательность елемента має розмірність доданків, із яких воно утворилася, і то, можливо, отже, виражена у тих-таки единицах.

Для зручного користування значеннями электроотрицательности елементів прийнята система їх відносних величин, у якій электроотрицательность літію умовно прийнята за единицу.

У табл.1 наведено значення відносної электроотрицательности (ОЭО) різних елементів по Полингу. Як слід було очікувати, найбільше значення электроотрицательности має фтор, наименьшее-цезий. Водень займає проміжне становище, т. е. При взаємодії з самими елементами (наприклад, з F) він віддає електрон, і з іншими (наприклад, з Rb) — набуває. Чим більший розбіжність у электроотрицательности двох елементів, то більше вписувалося хімічна зв’язок поміж їхніми атомами за своїм характером відрізняється від ковалентної зв’язку й наближається до іонної. Так, різниця у величинах відносної электроотрицательности у елементів натрію і фтору дорівнює: ОЭО = 4 — 0,9 = 3,1, у NaF зв’язок іонна; в молекулі Cl2.

(^ ОЭО = 0) зв’язок ковалентная, неполярная; в молекулах HF (^ ОЭО = 1,9) і HCl (^ ОЭО = 0,6) зв’язку полярні, причому у молекули HF диполь більше, ніж в молекули HCl. Таблиця 1.

Электроотрицательность (ОЭО) атомів деяких елементів періодичної системы.

Період I грн ЭО II грн ЭО III грн ЭО IVгр ЭО Vгр ЭО VIгр ЭО VIIгр ЭО.

I H 2,2.

II Li 0,95 Be 1,5 B 2,0 З 2,6 N 3,0 O 3,5 F 3,9.

III Na 0,90 Mg 1,2 Al 1,5 Si 1,9 P 2,1 P. S 2,6 Cl 3,1.

IV K 0,80 Ca 1,0 Ga 1,6 Ge 2,0 As 2,0 Se 2,4 Br 2,9.

V Rb 0,8 Sr 1,0 In 1,7 Sn 1,7 Sb 1,8 Te 2,1 I 2,6.

VI Cs 0,75 Ba 0,9 Tl 1,4 Pb 1,6 Bi 1,8 Po 2,0 At 2,2.

Користуючись электроотрицательностью як величиною, що характеризує здатність атома до важкості валентных електронів, пам’ятаймо, що елементу не можна приписати постійну электроотрицательность. Вона залежить від цього, у складі якого конкретного сполуки розглядається атом, серед атомів яких елементів він перебуває. Так, вільний атом хлору в молекулах Cl2, NaCl, CCl 4 має неоднаковими властивостями. Отже, треба пам’ятати не электроотрицательность взагалі, а электроотрицательность елемента, утворить конкретні хімічні зв’язку у конкретній оточенні, у конкретній валентном стані. Проте, попри це, поняття электроотрицательности корисний до пояснень багатьох властивостей хімічних связей.

Чим більший величина электроотрицательности елемента, тим сильніше її окисні (неметалеві) властивості, і навпаки, елемент, має найменше значення электроотрицательности, найактивніше виявляє відбудовні свойства.

РІВЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ.

Під ступенем окислення атома в молекулі розуміється умовний електричний заряд даного атома, викликаний зміщенням валентных електронів до більш электроотрицательному атому.

За умови передбачається, що електрони кожної зв’язку в моле;

лантуху (чи іоні) належать більш электроотрицательному атому.

Ступінь окислення атома позначається числом зі знаком (+) чи (-). Значення позитивної ступеня окислення елемента відповідає числу оттянутых від атома електронів +, а величина негативною ступеня окислення — числу притягнутих атомом електронів -.

Для визначення рівня окислення атомів у вільному стані й хімічних з'єднаннях слід керуватися даними ОЭО (табл. 1) і наступним :

1. Атоми кисню в з'єднаннях можуть виявляти як цілі, і дробные ступеня окислення. Наприклад, ступінь окислення кисню переважно дорівнює (-2), в H2O2 (-1), в KO2 і КО3 — відповідно (-½ і -1/3), тоді як у фторокислороде ОF2- (+2). Для водню характерна ступінь окислення +1, але трапляється -1 (в гидридах металів 2. Ступінь окислення атомів в простих іонних з'єднаннях за сигналом м величині дорівнює електричному заряду іона. Наприклад, в хлориде калію ступінь окислення калію дорівнює +1, а хлору — (-1).

3.Если молекула освічена рахунок ковалентної чи ионно-ковалентной зв’язку (наприклад, SO2, NH3, HCl, HNO3) ступінь окислення більш электроотрицательного атома позначається зі знаком -, а менш электроотрицательного атома — зі знаком +. Для визначення рівня окислення елементів низки сполук доцільно писати їх графічні формули. Так було в з'єднаннях азоту NH3, N2H4, NH2OH, HNO2, HNO3 ступеня окислення азоту відповідно равны:-3, -2, -1, +3, +5. Це наочно це випливає з їх графічних формул. У наявності хімічного зв’язку між однаковими атомами (N3H4)электронную пару треба поділити між атомами, що вона пов’язує. Далі треба обрахувати число електронів у них. Різниця між числом електронів у вільного атома осіб на зовнішньому рівні, і знайденим числом дасть ступінь окислення атома.

4.У на відміну від розглянутих вище молекул в молекулах, які з однакових атомів (H2, Cl2, Br2, N2 та інших.), ступінь окислення атомів дорівнює нулю, оскільки не має місця одностороннє відтягування загальних пар електронів до якогось одному атома. Наприклад, в молекулах водню (М: М) і хлору (:Cl: Cl:) ступінь окислення дорівнює нулю, але ковалентность їх відповідає одиниці за кількістю електронних пар.

5.В більшості органічних сполук хімічні зв’язку мають слабко вы-раженный полярний характер: приєднання до атомам вуглецю, що становить скелет органічних сполук (наприклад, фтору, кисню, хлору, азоту), призводить до зміни електронної щільності між атомами вуглецю і зазначених елементів і тим самим, до підвищення полярності зв’язок між ними. Ступінь окислення атомів у яких визначається як і, як й у ковалентних полярних соединениях.

6,Металлы в елементарному стані мають рівномірний розподіл електронної щільності навколо ядра, тому ступінь окислення їх приймається рівної нулю.

7.В будь-якому йоні алгебраїчна сума ступенів окислення всіх атомів дорівнює заряду іона, а сума ступенів окислення всіх атомів, які входять у электронейтральное з'єднання, — нулю.

8.Для комплексних сполук зазвичай вказують ступінь окислення центрального атома. Наприклад, в К3 (Fe (CN6)) і (Ni (NH3)6) SO4 ступінь окислення заліза дорівнює +3, а нікелю — (+2). Слід сказати, що правове поняття ступеня окислення є формальним і звичайно не характеризує дійсного стану аналізованого атома у поєднанні. В багатьох випадках ступінь окислення не дорівнює валентності даного елемента. Наприклад, в метані (СН4), метиловом спирті (СН3ОН), формальдегиде (СН2О), мурашиною кислоті (НСООН), і вуглекислому газі (СО2) ступінь окислення вуглецю дорівнює соответственно:+4, -2, 0, +2, +4, тоді як валентність вуглецю в усіх цих з'єднаннях дорівнює чотирьом. Поняття «ступінь окислення» особливо широко використовується щодо окисно-відновних реакцій.

ТИПИ ОКИСНО-ВІДНОВНИХ РЕАКЦИЙ.

Усі окислювально-відновні реакції можна розділити ми такі типы:

1.Реакции межатомного і межмолекулярного окисления-восстановленияобмін електронами відбувається між різними атомами, молекулами чи іонами. Наприклад, найпростіші реакції з'єднання та замещения:

2Ca+O2 = 2CaO.

2Hl+Br2 = 2HBr + I2.

2Al + 3CuSO4 =Al2(SO4)3 +3Cu.

2. Реакції диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) харакктерны для сполук чи простих речовин, відповідальних одного з проміжних значень ступеня окислення даного елемента, например:

Cl2+2NaOH ——- NaCl +NaClO.

P + H2 ——- PH3 + H3PO3.

3. Реакції внутримолекулярного окисления-восстановления. У цих реакціях одна складова частина молекули виконує функцію окислювача, іншу відновлювача. Найпростішими прикладами таких реакцій можуть бути процеси термічного розкладання складного речовини більш прості складові, например:

2NO2 ——- NO2 + O2 4KСlO3 ——- KСlO4 + KCl.

2KСlO3 ——— 3O2 + 2KCl 2AgNO3 ——- 2Ag + 2No2 + O2.

МЕТОДИКА СКЛАДАННЯ РІВНЯНЬ ОКИСНО-ВІДНОВНИХ РЕАКЦИЙ.

Для складання рівнянь окисно-відновних реакцій слід знати окисні й відновлювальні властивості вступників й утворюються внаслідок реакції сполук; звичайно посилюються експериментально чи основі відомих властивостей элементов.

Необхідно враховувати, що :

— в окисно-відновних реакціях формально відбувається еквівалентний обмін електронів між восстановителем і окислювачем, тобто. сумарно числа електронів, втрачаються восстановителем і придбаних окислювачем, равны;

— нічого для будь-якого хімічного рівняння загальна кількість однойменних атомів у частині рівності має бути одно їх кількості у правій части;

— якщо реакції окисления-восстановления відбуваються у розчині, слід враховувати вплив середовища на стягування вивільнюваних іонів Про з іонами М (у кислому середовищі) із заснуванням слабко диссоциирующих молекул.

Н2О, а нейтральних і лужних розчинах іони Про реагують із заснуванням гидроксид-ионов НОН + Про = 2ОН.

Застосовуються переважно два методу складання рівнянь окисно-відновних реакций:

1) електронного балансу — грунтується на визначенні загальної кількості електронів, переміщаються від відновлювача до окислителю;

2) ионно-электронный — передбачає роздільне складання рівнянь для процесу окислення і відновлення з наступним підсумовуванням їх на загальне іонне уравнение-метод полуреакции. У цьому вся методі треба знайти як коефіцієнти для відновлювача і окислювача, але й молекул середовища. Залежно від характеру середовища число електронів, прийнятих окислювачем чи втрачаються восстановителем, може изменяться.

У окремих випадках середовище зумовлює навіть зміна процесу, например:

в лужної середовищі (рН >7).

HIO3 +5HI = 3I2 + 3H2O у кислому середовищі (pH < 7)>

У нейтральній і слабощелочной среде (рН > 7).

As2O3 + 2I2 + 2H2O = As2O5 + 4HI.

У кислої середовищі (рН.

При рН < 1 пероксид водню є окислювачем стосовно елементарного иоду:>

5Н2О2 + I2 —— 2HIO3 + 4H2O ;

рН > 2, навпаки, HIO3 окисляє пероксид водню :

5Н2О2 + 2НIO3 —— I2 + 5O2 + 6H2O.

Регулюючи середу, можна змусити реакцію кількісно протікати у бажаній напрямі. Це зміна залежить також від концентрації реагують веществ.

Рівняння реакцій окисления-восстановления зображуються трьома послідовними стадіями: 1) початкові продукти; 2) проміжні продукти та його стяжение; 3) кінцеві продукты.

Для оформлення другий стадії реакції слід знати правила стяжения :

1. Які Утворюються у реакції окисления-восстановления атоми з позитивною ступенем окислення +4, +5, +6, +7 стягуються з іонами кисню й творять залишки типу (RO4), (RO3), наприклад: SO4, MnO4, SO3, CO3, ClO4 тощо. Виняток: З, P. S, Mn в нейтральній чи кислої середовищі утворюють диоксиды CO2, SO2, MnO2.

Доповнення: амфотерные елементи позитивного ступенем окислення +2, +3, +4 в лужної середовищі утворюють гидроксокомплексы типу (Ме (ОН)4), (Ме (ОН)6), (Ме (ОН)6).

Елементи з позитивною ступенем окислення -1, +2, +3 у кислому середовищі утворюють соли.

2. Надлишкові іони кисню (Про) у кислому середовищі утворюють (стягують) з іонами М малодиссоциированные молекули воды:

Про + 2Н = Н2О.

3. Надлишкові іони кисню в нейтральній чи лужної середовищі стягуються з молекулами води, створюючи ВІН группы:

Про + М ВІН = 2ОН.

4. Надлишкові іони водню (М) в лужної середовищі стягуються з іонами ВІН, створюючи молекули води :

М + ВІН = Н2О.

5. Відсутні іони кисню (Про) у кислому і нейтральній середовищах беруть із молекул води із заснуванням іонів М :

Н2О — Про = 2Н.

6. Відсутні іони кисню (Про) в лужної середовищі беруть із груп ВІН із заснуванням молекул Н2О :

2ОН — Про = Н2О.

7. Відсутні іони М в лужної середовищі беруть із молекул води із заснуванням іонів гидроксила:

Н2О — М = ОН.

РЕАКЦІЇ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ У КИСЛОЇ СРЕДЕ.

Приклад 1. Окислювання сульфіду свинцю азотної кислотой.

Схема реакції: РbS +HNO3 —— PbSO4 + NO2 +…

Складаємо полуреакции :

PbS + 4H2O — 8 e ——- PbSO4 + 8H.

NO3 + 2H + 1 e ——- NO2 +H2O.

Підсумовуємо полуреакции, зрівнюючи кількість відданих й положення прийнятих электронов.

1 PbS + 4H2O ——- PbSO4 + 8H.

8 NO3 + 2H ——- NO2 +H2O.

PbS + 4H2O + 8NO3 + 16H ——- PbSO4 + 8H + 8NO2 +8H2O.

Записуємо в молекулярному вигляді, скорочуючи молекули води та стягуючи іони NO3 і H :

PbS + 8HNO3 + 8H ——- PbSO4 + 8H + 8NO2 + 4H2O.

Кінцевий вид рівняння :

PbS + 8HNO3 == PbSO4 + 8NO2 + 4H2O.

РЕАКЦІЇ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ У НЕЙТРАЛЬНОЇ СРЕДЕ.

Приклад 1. Розглянемо реакції окисления-восстановления, які у нейтральній середовищі по схеме.

Na2SO3 + KMnO4 + H2O ——- MnO2 + Na2SO4 +.

SO3 + H2O — 2e ——- SO4 + 2H.

MnO4 + 2H2O + 3e ——- MnO2 + 4OH.

3SO3 + 3H2O + 2MnO4 + 4H2O ——- 3SO4 + 6H + 2MnO2 + 3OH.

Іони H і ВІН стягуються із заснуванням слабко диссоциированных молекул воды:

3Na2SO3 + H2O + 2KMnO4 ——- Na2SO4 + 6H2O + 2MnO2 + 2OH.

3Na2SO3 + H2O + 2KMnO4 == Na2SO4 + 2MnO2 + KOH.

СКЛАДАННЯ РІВНЯНЬ РЕАКЦІЙ ОКИСЛЕННЯ — ВІДБУДОВИ ЗА УЧАСТЮ СПОЛУК ПЕРЕКИСНОГО ТИПУ (H2O, BaO2, H2S2, FeS2 тощо. буд.).

Всі ці сполуки містять двухвалентные іони (P.S -P.S) і (Про — О),.

тому стан окислення кожного з атомів кисню і сірки, їхнім виокремленням дані ланцюга, одно I. Під час розкладання H2O2 переходить у більш стабільне стан: в H2O і О2, у яких відповідно рівні ступеня окислення кисню (-2) і 0.

У окисно-відновних реакціях пероксид водню залежно від партнерів і умов реакції може і як, як і восстановитель.

Розглянемо реакції цих сполук на прикладах пероксиду водорода:

Приклад 1. Н2О2 — окислитель: а) у кислому середовищі молекула пероксиду водню, принимая.

два електрона, перетворюється на дві молекули води по схеме.

H2O2 +2e + 2H ——- 2H2O; H2O2 +H2 P. S ——- H2SO4 + …

H2O2 + 2e + 2H ——- 2H2O2.

HS + 4H2O — 8e ——— SO4 + 9H.

4H2O2 + 8H + HS + 4H2O ——- 8H2O + SO4 + 9H.

4H2O2 + H2S + 7H ——- 4H2O + H2SO4 + 7H.

4H2O2 + H2S == 4H2O + H2SO4.

б) в нейтральній середовищі Н2О2 + 2е ——- 2ОН.

ОСОБЛИВІ ВИПАДКИ СКЛАДАННЯ РІВНЯНЬ ОКИСНО-ВІДНОВНИХ РЕАКЦИЙ.

Якщо реакції беруть участь речовини, котрим складно підрахувати ступінь окислення (наприклад, В5Н11, FeAsS, органічні речовини) можна використовувати метод схематичного (формального) електронного балансу, суті якого у тому, що алгебраїчна сума зарядів у частині рівняння реакції окислення або відновлення мусить бути дорівнює сумі зарядів у правій частині цього ж уравнения.

Приклад 1. Дана схема реакции.

В2Н6 + KclO3 ——- KCl + H3BO3.

Визначаємо восстановитель і окислювач, складаємо рівняння для процесів окислення і восстановления:

В2Н6 — 12е + 6Н2О ——- 2Н3ВО3 + 12Н.

Восстановителем у цій реакції є молекули В2Н6, які окисляються до борної кислоти :

В2Н6 + 6Н2О ——- 2Н3ВО3 + 12Н.

Відсутні іони кисню для освіти борної кислоти можна з молекул води, у своїй утворюються іони М. Як неважко бачити, у частині даної схеми процесу окислення є 0 зарядів, а правій частині - 12 позитивних зарядів. Для урівнювання зарядів на обох частинах необхідна за лівої частини схеми забрати 12 электронов.

Окислювачем є аніони ClO3, які перетворюються на іони Cl, приймаючи 6 електронів :ClO3 + 6e + 3H2O ——- Cl + 6OH.

У цьому вивільнювані іони кисню поєднано з аналітичними молекулами води (реакція відбувається у водної середовищі), створюючи іони ВІН. Потім виробляємо балансування рівнянь процесів окислення і відновлення :

1 В2Н6 — 12е + 6Н2О ——- 2Н3ВО3 + 12Н.

2 ClO3 + 6e + 3H2O ——- Cl + 6OH.

B2H6 + 6H2O + 2ClO3 + 6H2O ——- 2H3BO3 + 12H + 12OH + 2Cl.

B2H6 + 2KClO3 == 2H3BO3 + 2KCl 12H2O.

Користування таблицею окисно-відновних потенциалов.

Цифри таблиці отримані за нормальної температури 25 З. Зі зміною температури вони мало змінюються, ними можна скористатися визначення напрями реакції у звичайних обставинах. Цифри таблиці дійсні для випадків, коли концентрація (чи, точніше активність) розчинів в гальванічної ланцюга дорівнює одиниці (т. е. 1 моль/л).

Треба мати у вигляді таке :

1. Збільшення концентрації іонів, у яких переходить окислюється атом чи іон, знижує е. буд. з. реакції, а зменшення — повышает.

2. Збільшення концентрації окисляющихся атомів чи іонів підвищує е. буд. з. реакції, а зменшення понижает.

3. Правила користування таблицями визначення напрями окислення — восстановления.

У таблицях реакцій представлені величини нормальних потенціалів окислення (Еокисл) і відновлення (Евосст) найважливіших процесів. Таблиці відповідно розділені на дві групи: «Окислювання «і «Відновлення «.

Знак «+ «у Еокисл (чи Евосст) і в відповідного lgKокисл (чи lgKвосст) показує, що йде переважно зліва-направо, а знак «- «У цих ж величин — справа налево.

Для визначення напрями тій чи іншій реакції окисления-восстановления беруть дані розділів «Окислювання «і «Відновлення «, распологая до однієї рядок рівняння аналізованого процесу окислення з рівнянням заданого процесу відновлення. У цьому отримують незбалансоване загальне іонне рівняння можливої окислительно-восстановительной реакции.

Алгебраїчна сума Еокисл + Евосст аналізованих процесів то, можливо величиною позитивної, і тоді дана реакція (за умови аокисл = авосст = 1 і певному значенні рН) йде, і якщо їх кількість виявиться негативною, то реаакция (за ті самі умовах) невозможна.

Приклад. Піде чи реакція між I — іонами і Fe іонами із заснуванням вільного йоду ?

Рішення. На таблиці «Окислювання «(групи реакцій «Йод») знаходять рівняння 2I — 2e I2, за таблицею «Відновлення «(групи реакцій «Залізо») знаходять рівняння Fe + e Fe і записують в один рядок, складаючи величини Еокисл + Евосст;

:lgKокисл :Еокисл :Евосст :lgKвосст:

2I — 2e = I2 -18,07 -0,5345 +0,771 +13,04 Fe +e Fe.

Алгебраїчна сума (- 0,5345) + (+0,771) = + 0,2365 -величина позитивна: отже, реакція 2 I + 2 Fe ——- I2 + 2Fe буде протікати за певних условиях.

З допомогою вказаних у тих самих монограммах логарифмів констант рівноваги можна також ознайомитися обчислити константи рівноваги різноманітних реакцій окисления-восстановления.

Аналізуючи таблицю визначення напрями реакції окисления-восстановления, можна зробити такі висновки :

1. Іони «шляхетних «металів — сильні окислители.

Наприклад: Cr + Ag——- Cr + Ag е. буд. з. = + 0,7995- - 0,4 = 1,209 в.

Fe + Au—— Fe + Au е. буд. з. = + 1,68- + 0,77 = 0,91 в.

2. Найсильніші відновники — атоми лужних і щелочно -земельних металів. Найбільш слабкі відновники — «шляхетні» метали і іони галогенів (крім іона йоду).

3. Найсильніші окислювачі - нейтральні атоми галогенів, высокоположительные іони металів, і навіть іони «шляхетних» металів. Найбільш слабкі окислювачі - іони лужних і щелочноземельных металлов.