Номенклатура комплексних сполук 1 страница

ЛАБОРАТОРНИЙ ПРАКТИКУМ

Навчальний посібник

Дніпропетровськ, 2011

Рекомендовано до друку науково-методичною радою агроногмічного факультету Дніпропетровського державного аграрного університету (протокол № 1 від 1 вересня 2011 р.)

Рецензенти:

	І.І. Ярчук,доктор cільськогосподарських наук, професор (Дніпропетровський державний аграрний університет)
	О.Й. Геллер,кандидат cільськогосподарських наук, доцент (Дніпропетровський державний аграрний університет)

Чигвінцева О.П., Голов’ятинська В.В.

Неорганічна хімія. Практикум. Навчальний посібник – Дніпропетровськ, 2011. – 80 с.

Навчальний посібник включає теоретичну та експериментальну частини основних розділів неорганічної хімії. Призначений для початкового систематичного вивчення неорганічної хімії і може слугувати навчальним посібником для студентів агрономічних спеціальностей вищих учбових закладів аграрного профілю III-IV рівнів акредитації.

Навчальне видання

ЧИГВІНЦЕВА Ольга Павлівна

ГОЛОВ’ЯТИНСЬКА Вікторія Вікторовна

НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ. ПРАКТИКУМ

Навчальний посібник

Підписано до друку 29.10.11. Формат 60 ´ 84

Папір офсетний. Гарнітура літературна. Друк офсетний. Умовн. друк .арк. 3,3

Тираж 500 прим. Зам. № 18.

ВСТУП

Дисципліна «Неорганічна хімія» складається із трьох частин, пов’яза-них між собою загальним підходом та методологією. Перша частина містить у собі матеріал стосовно основних понять і законів неорганічної хімії, а розглядає загальні закономірності протікання хімічних процесів у розчинах. Друга частина дисципліни містить теоретичний матеріал відносно умов протікання окисно-відновних процесів та властивостей комплексних сполук. У третій частині розглянуті властивості основних хімічних елементів-органогенів та біометалів, що відіграють важливу роль у розвитку системи грунт – рослина. Вивчення дисципліни передбачає засвоєння основних понять і законів хімії, розвиток сучасних поглядів на будову атома і речовини, закономірності перебігу хімічних реакцій, основні положення сучасних теорій розчинів, електролітичної дисоціації, способів вираження складу розчинів; основних прийомів виконання хімічних дослідів та математичної обробки одержаних результатів.

Навчальний посібник «Неорганічна хімія. Практикум», призначений для студентів денного відділення спеціальності «Агрономія» і складений у відповідності з типовою програмою дисципліни.

Кожний розділ практикуму розпочинається із теоретичного матеріалу, у якому максимально стисло і в доступній формі викладені основні теоретичні положення неорганічної хімії. Для більш повного вивчення дисципліни, що базується на експериментальних дослідженнях, дуже важливим є виконання лабораторного практикуму. Обдумування плану досліду, його постановка і здобування результатів експерименту виховують у студента дослідницькі навички, звичку до пошуків практичних підтверджень набутих теоретичних положень, розвиває їх хімічне мислення. Тому для закріплення теоретичних знань та отримання практичних навичок і техніки хімічного експерименту в кожному розділі посібника запропоновані лабораторні роботи. Контрольні запитання для самоконтролю, наведені в кінці кожного розділу, дозволять студенту перевірити свій рівень знань із дисципліни, а Додатки можуть бути корисними для виконання цих контрольних завдань.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 1

ОСНОВНІ КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК

Теоретична частина

Оксиди

Оксидами називають сполуки елементів з Оксигеном. Вони бувають солетворними (здатними утворювати солі) i несолетворними. Солетворні оксиди можуть бути основними, кислотними та амфотерними. Несолетворними оксидами є NО,СОта ін.

Основними називають оксиди, які утворюють солі під час взаємодії з кислотами або кислотними оксидами i не взаємодіють з основами або основними оксидами.

Основним оксидам відповідають основи. Наприклад:

К₂О – КОН

СаО – Са(ОН)₂

FeO – Fe(OH)₂

Xiмiчнi властивості

Основі оксиди взаємодіють:

– з водою

СаО + Н₂О → Са(ОН)₂

– з кислотами

СаО + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂O

– з кислотними оксидами

ВаО + СО₂ → ВаСО₃

– з амфотерними оксидами

СаО + ZnO → CaZnO₂.

Кислотними називають оксиди, які утворюють солі під час взаємодії з основами або основними оксидами i не взаємодіють з кислотами або кислотними оксидами.

Кислотним оксидам відповідають кислоти. Наприклад:

СО₂ – Н₂СО₃

Р₂О₅ – Н₃РО₄

Xiмiчнi властивості

Кислотні оксиди взаємодіють:

– з водою

СО₂ + Н₂О → Н₂СО₃

– з основами

SО₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + Н₂О

– з основними оксидами

СО₂ + СаО → СаСО₃

– з амфотерними оксидами

Р₂О₅ + Аl₂О₃ → 2АlРО₄

Амфотерними називають оксиди металів, які утворюють солі під час взаємодії як з кислотами або кислотними оксидами, так i з основами чи основними оксидами.

Xiмiчнi властивості

Амфотерні оксиди взаємодіють:

– з кислотами (та кислотними оксидами)

ZnO + 2НС1 → ZnCl₂ + Н₂О

– з основами (та основними оксидами)

ZnO + 2NaOH → Na₂ZnО₂ + Н₂О.

Номенклатура оксидів

Загальна формула i валентність елемента	Назва оксиду
Е2О; N2О	Нітроген (I) оксид
ЕО;СО	Карбон (II) оксид
Е2О3; Fe2O3	Ферум (III) оксид
ЕО2;СО2	Карбон (IV) оксид
Е2О5; Р2О5	Фосфор (V) оксид
ЕО3; SO3	Сульфур (VI) оксид
Е2О7; С12О7	Хлор (VII) оксид
ЕО4; OsO4	Осмій (VIII) оксид

Основи

Основаминазивають сполуки, до складу яких входять катіони металу та гідроксильні групи. Інша назва основ – гідроксиди. Розчинні у воді основи називають лугами.

Xiмiчнi властивості

Основи взаємодіють:

– з кислотами (реакція нейтралізації)

NaOH + НСl → NaCl + Н₂О

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ → CuSO₄ + 2H₂O

– з кислотними оксидами

2NaOH + СО₂ → Na₂CO₃ + Н₂О

Са(ОН)₂ + СО₂ → СаСО₃ + Н₂О

– з розчинами середніх i кислих солей (тільки луги)

2КОН + CuCl₂ → Cu(OH)₂↓ + 2KC1

NaOH + NaHCO₃ → Na₂CO₃ + Н₂О

– основи розкладаються під час нагрівання

Cu(OH)₂ CuO + Н₂О

2Fe(OH)₃ Fe₂O₃ + ЗН₂О

Амфотерні гідроксиди

Амфотерні гідроксиди одночасно можна розглядати i як кислоти, i як основи, тобто такі сполуки, в яких Гідроген може заміщуватись на атоми металу, а гідроксильна група – на кислотний залишок. Наприклад:

Zn(OH)₂, А1(ОН)₃, Cr(OH)₃, Sn(OH)₄, Pb(OH)₂тощо

Амфотерні гідроксиди з кислотами реагують як основи, а з основами – як кислоти

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ → ZnSO₄ +2H₂O

Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂ZnО₂ + 2H₂O

Амфотерні гідроксиди добувають взаємодією розчину солі металу з певною кількістю лугу

ZnCl₂ + 2NaOH → Zn(OH)₂ + 2NaCl

A1₂(SO₄)₃ + 6KOH → 2A1(OH)₃ + 3K₂SO₄

Кислоти

Кислотами називають сполуки, що містять атоми Гідрогену, здатні заміщуватись на атоми металів з утворенням солей.

Кількістю атомів Гідрогену, здатних заміщуватися на атоми металів, визначається основність кислоти.

Розрізняють безоксигенові та оксигеновмісні кислоти.

Безоксигенові кислоти:

HF–флуоридна, або флуороводнева (плавикова) кислота;

НСl – хлоридна, або хлороводнева кислота;

НВг – бромідна, або бромоводнева кислота;

HJ – йодидна, або йодоводнева кислота;

HCN – ціанідна (синильна) кислота;

H₂S – сульфідна або сірководнева кислота.

Оксигеновмісні кислоти:

H₂SO₄ – сульфатна кислота (сірчана кислота);

H₂SO₃ – сульфітна кислота;

HNO₃ – нітратна кислота (азотна кислота);

HNO₂ – нітритна кислота;

Н₃РО₄ – ортофосфатна кислота;

НClO₄ – перхлоратна кислота;

НСlО₃ – хлоратна кислота;

НСlО₂ – хлоритна кислота;

НСlO – гіпохлоритна кислота;

Н₃ВО₃ – ортоборатна кислота;

H₂SiО₃ – силікатна кислота.

Хімічні властивості

Кислоти взаємодіють:

– з металами згідно з рядом електрохімічних потенціалів металів

Zn + Н₂SО₄ (розв.) → ZnSО₄ + Н₂↑

Сu + Н₂SО₄ (pозв.) ≠

Сu + 2Н₂SО₄(конц.) → СuSО₄ + SО₂↑+ 2Н₂О

– з основними та амфотерними оксидами

СuО + Н₂SО₄ → СuSО₄ + Н₂О

SnО + 2НСl → SnСl₂ + Н₂O

– з основами (реакція нейтралізації)

Сu(ОН)₂ + 2НСl → СuС1₂ + 2Н₂О

2КОН + Н₂SО₄ → К₂SО₄ + 2Н₂О

– із солями, якщо в результаті виділяється газ або випадає осад

Na₂СО₃ + 2НСl → 2NaСl + СО₂↑ + Н₂О

ВаСl₂ + Н₂SО₄ → ВаSO₄↓ + 2НСl

Солі

Солями називають продукт заміщення атомів Гідрогену у кислоті на атоми металу або гідроксильних груп у гідроксидах металів на кислотні залишки.

Солі бувають середні, кислі та основні.

Середні coлi є продуктом повного заміщення атомів Гідрогену кислоти на атоми металу NaCl, ZnSO₄, Cu(NO₃)₂.

Назви середніх солей походять від назв кислот i металів, з яких утворені солі: магній сульфат MgSO₄, натрій фосфат Na₃PO₄.

Кислі соліможна розглядати як продукт неповного заміщення атомів Гідрогену кислоти на атоми металу. Кислі солі, як правило, утворюються в разі надлишку кислоти i можуть бути перетворені на середні солі дією основи:

Са(НСО₃)₂ + Са(ОН)₂ → 2СаСО₃ + 2Н₂О

Назви кислих солей походять від назв середніх солей з додаванням слова гiдpoген- або дигiдpoген-: кальцій гідрогенкарбонат, натрій дигідрогенфосфат Са(НСО₃)₂, NaH₂PO₄

Подвійними солями називають coлi, утворені різними катіонами i одним і тим самим аніоном.

Прикладом може бути кристалогідрат калій-алюміній сульфат – алюмокалієвий галун, розгорнута формула якого K₂SO₄ ∙ A1₂(SO₄)₃ ∙ 24H₂O i скорочена KA1(SO₄)₂ ∙ 12Н₂О. Утворення подвійних сульфатів (галунів) є характерним для низки тривалентних металів (Al, Cr, Fe, V тощо).

3мішаними називаються coлi, yтвopeнi одним і тим самим катіон-іном, але різними аніонами.

Наприклад, Ba(Cl)NO₃ – барій хлорид-нітрат, CaCl(OC1) – кальцій хлорид-гіпохлорит.

Xiмiчнi властивості

Cолі взаємодіють:

– з металами, згідно з рядом електрохімічних потенціалів металів

Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu

Cu + ZnCl₂ ≠

– з основами, якщо внаслідок реакції випадає осад або виділяється газ

FeCl₃ + ЗКОН → Fe(OH)₃↓ + 3KCl

2NH₄Cl + Са(ОН)₂ → СаСl₂ + 2NH₃↑ +2H₂O

– з кислотами, якщо внаслідок реакції випадає осад або виділяється газ

FeS + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂S↑

ВаСl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl

– з солями, якщо внаслідок реакції випадає осад

NaCl + AgNO₃ → NaNO₃ + AgCl↓

ВаС1₂ + CuSO₄ → CuCl₂ + BaSO₄↓

Генетичний зв'язок між класами неорганічних сполук можна зобразити схемою:

1) Ca + O₂ → 2CaO

2) CaO + H₂O → Ca(OH)₂

3) S + O₂ → SO₂

4) SO₂ + H₂O → H₂SO₃

5) Ca + S → CaS

6) CaO + SO₂ → CaSO₃

7) CaO + H₂SO₃ → CaSO₃ + H₂O

8) Ca(OH)₂ + SO₂ → CaSO₃ + H₂O

9) Ca(OH)₂ + H₂SO₃ → CaSO₃ + 2H₂O

Експериментальна частина

Дослід 1.2.1. Взаємодія оксидів з водою

Внести у пробірку небагато СаО, СuО, ZnО. Долити у кожну пробірку 3-4 краплі дистильованої води і збовтати. Які оксиди взає­модіють з водою ? Написати рівняння реакцій.

Дослід 1.2.2. Одержання малорозчинних у воді гідроксидів

Помістити у пробірки номер 1, 2, 3, 4 по 4-5 крапель розчинів FеСl₃, СuSО₄, МnСl₂ та NiSО₄ і додати в кожну пробірку по 2-3 краплі будь-якого лугу. Що при цьому відбувається ? Звернути увагу на колір осадів. Написати рівняння реакцій. До осадів у пробірках № 3 і № 4 додати роз­чин Н₂SО₄. Що відбувається ? Написати рівняння реакцій.

Дослід 1.2.3. Одержання амфотерних гідроксидів

У пробірки помістити по 6-8 крапель розчинів солей алюмінію, цинку і хрому (Ш). У кожну пробірку додати 2-4 краплі розчину лугу. Що при цьому утворюється ? Написати рівняння реакцій. Кож­ний із одержаних осадів розділити на дві частини. До однієї частини додати розчин НNО₃, до другої – надлишок розчину лугу. Що при цьому відбувається ? Написати рівняння реакцій.

Дослід 1.2.4. Взаємодія основних оксидів з кислотами

У пробірку помістити небагато СuО, додати 3-4 краплі розчи­ну НСl і підігріти. Що відбувається? Написати рівняння реакцій.

Дослід 1.2.5. Взаємодія солі з сіллю

У пробірку до 3-5 крапель розчину ВаСl₂ додати 2-3 краплі розчину Nа₂SО₄. Що відбувається? У пробірку з 2-3 краплями розчи­ну АgNО₃ додати 1-2 краплі КСl. Що відбувається ? Написати рівняння реакцій. Аналогічним способом одержати СаСО₃.

1.3. Контрольні запитання

1.	Які з наведених оксидів можуть реагувати один з одним: CaO; SO3; CO2; ZnO; Na2O; P2O5. Складіть відповідні рівняння реакцій.
2.	Написати формули кислотних оксидів, що відповідають наступним кислотам: H3BO3: H4P2O7; H2CO3; HNO2; H2SO3.
3.	Скласти рівняння реакцій утворення магній сульфату, виходячи із : а) магнію; б) оксиду магнію; в) магнію гідроксиду; г) магній карбонату.
4.	З якими із вказаних речовин буде взаємодіяти цинк гідроксид: а) сульфур (lV) оксид; б) нітратна кислота; в) кальцій гідроксид; г) карбон (lV) оксид.
5.	З якими із перелічених речовин буде реагувати хлоридна кислота: а) Na2SO3; б) Zn(OH)2; в) CaO; д) H3PO4; ж) NH3.
6.	Здійсніть перетворення: CO2 → Ca(HCO3)2 → CaCO3 → CaCl2. Назвіть утворені сполуки.
7.	Складіть рівняння реакцій утворення середніх солей між: а) натрій силікатом і нітратною кислотою; б) калій гідросульфатом і калій гідроксидом.
8.	Скласти рівняння реакцій взаємодії: а) нітроген (V) оксиду з калій оксидом; б) фосфор (III) оксиду з натрій оксидом.
9.	Із відповідної кислоти та основи утворити наступні солі: КHS; NaHSO3; (FeOH)2SO4; Ca(NO2)2.
10.	Назвіть солі та вкажіть їх тип: Ca(NO3)2; Mg(OH)Cl; KHSO3; Al2(SO4)3.
11.	Скласти графічні формули солей: MgSO3; Na3PO3; Ba(NO2)2; CuS; KH2PO4.
12.	Довести за допомогою відповідних рівнянь реакцій амфотерний характер оксидів ZnO та Al2O3.
13.	Назвіть оксиди, та вкажіть їх тип та складіть графічні формули K2O; SO3; Fе2O3; P2O5; ZnO.
14.	Записати реакції, за допомогою яких можна здійснити перетворення: AlCl3 ® Al(OH)3 ® KAlO2 ® Al(OH)3 ® Al2O3.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 2

ОСНОВНІ ЗАКОНИ ХІМІЧНИХ ПЕРЕТВОРЕНЬ

Теоретична частина

Під швидкістю хімічних реакцій розуміють зміну концентрації oднієї з реагуючих речовин за одиницю часу при постійному тиску та температурі.

Концентрацію виражають у моль/л, а час – у секундах або хвилинах. Розглянемо у загальному вигляді швидкість реакції, що відбувається при постійних температурі i тиску за рівнянням:

А + В → С + D.

По мiрі витрачання речовини А швидкість реакції зменшується. Звідки випливає, що швидкість реакції можна визначити лише для деякого проміжку часу. Оскільки, концентрація речовини А у момент часу t₁ вимі-рюється величиною c₁,а у момент t₂ – величиною с₂, то за проміжок часу Δt= t₂ - t₁, зміна концентрації речовин буде становити Δс = с₂ – с₁,звідки можна визначити середню швидкість реакції (υ):

Знак «мінус» ставиться тому, що, незважаючи на зменшення концентрації речовини A i, отже, на від`ємне значения різниці с₂ – c₁ швидкість реакції може бути тільки додатньою величиною. Можна також стежити за зміною концентрації одного з продуктів реакції – речовин С або D; вона під час реакції буде збільшуватись, i тому у правій частині рівняння необхідно ставити знак «плюс».

Оскільки, швидкість реакції весь час змінюється, тоді у хімічній кінетиці розглядають тільки дійсну швидкість реакції υ, тобто швидкість у даний момент часу, коли Δt → 0, а саме

, де d – диференціал.

Фактори, що впливають на швидкість реакції

Швидкість хімічної реакції залежить від природи реагуючих речовин, а також від умов перебігу реакції: концентрації с, температури t, наявності катализатора, а також від деяких інших факторів (наприклад, від тиску – для газових реакцій, від ступеня подрібнення – для твердих речовин, відрадіоактивного випромінювання тощо).

Вплив концентрації реагуючих речовин виражається законом діючих мас(Гульдберг, Вааге, 1864-1867 pp.): за сталої температури швидкість xімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.

Для реакції mА + nВ → pС + gD закон діючих мас виражається рівнянням:

ν = k ∙

де с_Аi с_В– концентрації речовин, моль/л; k – коефіцієнт пропорційності, що називається константою швидкості реакції.

Це рівняння називається кінетичним рівнянням реакції. Із нього неважко встановити фізичний зміст константи швидкості. Вона чисельно дорівнює швидкості реакції, коли концентрації кожної з реагуючих речовин становлять 1 моль/л. Константа швидкості залежитъ від природи реагуючих речовин, від температури, тиску, але не залежитъ від їx концен-трації.

Закон діючих мас застосовується лише до газоподібних i розчинених речовин, він не розповсюджується на реагуючі речовини у твердому стані, оскільки їх концентрації є стабільними i вони реагують лише на поверхні.

Залежність швидкості реакції від температури визначається (наближено) правилом Вант-Гоффа: з підвищенням температури на кожні 10 градусів швидкість більшості реакцій зростає у 2-4 рази.

Математично ця залежність виражається співвідношенням:

,

де – швидкості реакції за початкової – t₁ ікінцевої t₂ температурах;

γ – температурний коефіцієнт швидкості peaкції, який показує, у скільки разів збільшується швидкість реакції з підвищенням температури реагуючих речовин на 10 градусов (γ = 2 - 4).

Температура впливає на швидкість хімічної реакції, збільшуючи константу швидкості.

Енергія активації

3 підвищенням температури число активних молекул значно зростає, внаслідок чого збільшується швидкість реакції. Це пояснюється збільшен-ням кількості так званих «активних молекул», тобто молекул, що мають енергію, достатню для здійснення даної реакції при їх зіткненні.

Енергія, яку потрібно надати молекулам (частинкам) реагуючих речовин, щоб перетворити їх на активні, називається енергією активації.

Її визначають експериментально i позначають літерою Е_аi виражають у кДж/моль.Енергія активації залежить від природи реагуючих речовин i є характеристикою кожної реакції.

Для того, щоб реакція між молекулами була можливою, молекули повинні мати надлишкову енергію, що більша за середню на величину, рівну енергії активації.

Поняття про каталіз i каталізатори

Каталізом називають зміну швидкості хімічних реакцій в присут-нocтi речовин, які самі після реакції залишаються хімічно незміненими. Зазвичай каталізаторами називаютьея лише прискорювачі реації, а інгібіторами – уповільнювачі.

Якщокаталізатор i peaгуючі речовини перебувають у одній фазі, тоді каталіз називають гомогенним, якщо у piзниx фазах – гетерогенним. Дія каталізаторів: 1) не змінює теплового ефекту реакції; 2) знижує енергію активації як прямої, так i зворотної реакції на одну й ту саму вели­чину ΔЕ, тому не порушує рівноваги; 3) збільшуючи однаковою мірою швидкість прямої i зворотної реакцій, скорочує час досягнення piвноваги; 4) є вибірковою, що визначається природою каталізатора i умовами його застосування.

Хімічні реакції, що відбуваються за участю каталізаторів, називаються каталітичними. Розрізняють гомогенний (однорідний) і гетерогенний (неоднорідний) каталіз.

Для гомогенного каталізувстановлено, що швидкість хімічної реакції пропорційна концентрації каталізатора.

Механізм гомогенного каталізу звичайно пояснюють за допомогою теорії проміжних сполук. У відповідності з цією теорією каталізатор (К) спочатку утворює з однією із вихідних речовин проміжну сполуку (АК). Ця сполука реагує з іншою вихідною речовиною з відновленням каталізатора. Схематично це можна зобразити таким чином:

А + Б ® АБ (реакція протікає повільно) (а)

Каталізатор розбиває процес на дві стадії:

А + К ® АК (реакція протікає швидко) (б)

АК + Б ® АБ + К (реакція протікає швидко). (в)

Швидкості реакцій (б) і (в) у багато разів більші від швидкостей процесу (а), оскільки стадії (б) і (в) характеризуються меншою енергією активації. Таким чином, причина збільшення швидкості реакції в присутності каталізатора полягає у зменшенні енергії активації цієї реакції.

У відповідності з цією теорією процес окиснення SO₂ до SO₃ за участю каталізатора – нітроген (ІІ) оксиду можна схематично зобразити таким чином:

SO₂ + О₂ ® SO₃;

А + Б ® АБ.

Реакція протікає повільно. При введенні каталізатора відбувається утворення проміжної сполуки:

NO + О2 ® NO2;	SO2 + NO2 ® SO3 + NO;
К + Б ® КБ;	А + КБ ® АБ + К.

Підчас гетерогенного каталізуpeaгуючі речовини i каталізатор утворюють систему з різних фаз. Міжкаталізатором i реагуючими речовинами існує поверхня поділу. Зазвичай, каталізатор – тверда речовина,а реагують між собою речовини – гази або рідини. Поверхня каталізатopa є неоднорідною. На ній є так звані активні центри, на яких в основному i відбуваються каталітичні реакції.

Необоротні та оборотні реакції

Реакції, які відбуваютъся лише в одному напрямку i завершуються повним перетворенням вихідних реагуючих речовин у кінцеві речовини, називаються необоротними.

Більшістъ реакцій є оборотними. Оборотними називаються такі, реакції, які одночасно відбуваються у двох взаємно протилежних напрямках.

У рівняннях оборотних реакцій між лівою та правою частинами ставлять дві стрілки, спрямовані у протилежні боки, наприклад: