Гальванокоррозия вызывается многими причинами.

1. Основная причина возникновения гальванокоррозии – тесный контакт двух металлов с различными потенциалами, находящихся в среде электролита. Металлы, находящиеся в тесном контакте (спай), образуют короткозамкнутый гальванический элемент. Например, спай алюминия с медью. По соотношению потенциалов алюминий является анодом, медь – катодом.

Рассмотрим данную гальванопару в кислой среде:

Таким образом, будет растворяться (разрушаться) анод, в данном случае алюминий.

2.Второй причиной возникновения гальванокоррозии является неоднородность металлов. Больше всего это относится к техническому железу – чугунам и сталям. Техническое железо состоит в основном из кристаллов железа и участков цементита (Fe₃C). Кристаллы железа играют роль микроанодов, участки цементита – микрокатодов.

Рассмотрим данную систему в условиях контакта с воздухом, содержащим влагу (О₂+2Н₂О):

(–): Fe⁰ – 2ē → Fe⁺²,

(+): O₂ + H₂O + 4ē → 4OH^–.

3. Следующей распространенной причиной возникновения гальванокоррозии является аэрация – неравномерный доступ кислорода (или воздуха) к разным участкам одного и того же металла. Например, вбитый во влажное дерево гвоздь. Та часть гвоздя, к которой доступ кислорода свободен, будет являться катодом. Часть гвоздя, находящаяся в дереве, будет анодом, в результате пойдут реакции:

(–): Fe⁰ – 2ē → Fe⁺²,

(+): O₂ + H₂O + 4ē → 4OH^-.

Защита металлов от коррозии

Существует много способов борьбы с коррозией. основными способами защиты являются:

· электронная защита (протекторная защита и электрозащита);

· использование защитных покрытий (металлических, неметаллических и др.);

· легирование металлов.

К электрозащите относятся способы, при которых к защищаемому изделию направляется поток электронов, как, например, при катодной защите или протекторной защите.

катодная защита заключается вследующем: к катоду, отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока, присоединяют защищаемый металл, к аноду – лом (отходы металла). Пока поступает ток от внешнего источника, анод разрушается, а катод остается целым. Недостатком этого метода является расход электроэнергии.

Суть протекторной защиты: два металла – защищаемый и протектор – приводятся в тесный контакт посредством склеивания или приклепывания. Металл протектора подбирается так, чтобы он являлся анодом (имел меньший электродный потенциал) по отношению к защищаемому изделию. В первую очередь разрушается анод, защищаемое изделие сохраняется. Данный вид защиты относится к электрозащите, так как в системе возникает направленный поток электронов. Электрозащита применяется в тех случаях, когда объем окружающей агрессивной среды очень велик. Электрозащита применяется на морских судах (подводные части), для защиты всех подводных и подземных сооружений.

В качестве первых защитных металлических покрытий использовались цинк и олово. Покрытие цинком называют цинкованием. Покрытие оловом – лужением. По соотношению потенциалов защищаемого металла и покрытия все защитные покрытия делятся:

· на катодные покрытия – потенциал металла покрытия больше потенциала основного металла;

· анодные покрытия – потенциал металла покрытия меньше потенциала основного металла.

К защитным неметаллическим покрытиям относятся краски, лаки, эмали, полимеры, а также фосфотирование и оксидирование (воронение) стали.

Легирование – также эффективный метод повышения стойкости металлов. При легировании в состав сплава вводят компоненты, вызывающие пассивность металла. В качестве таких компонентов применяют хром, никель, вольфрам и др.

Обучающие задачи

Задача 1. Возможна ли коррозия сплава, состоящего из никеля и меди: а) при рН = 4; б) при рН = 7? Составьте схему микрогальванических элементов, возникающих в процессе коррозии. Составьте уравнения анодного и катодного процессов.

Решение. Как любой окислительно-восстановительный процесс, коррозия возможна, если потенциал окислителя больше потенциала восстановителя (Е _ок > Е _восст). Отсюда следует, что в первую очередь будет окисляться, т.е. корродировать, металл, имеющий меньший электродный потенциал. Таким металлом является никель ( =
= – 0,25 B < = +0,34 B).

а) Определим возможность коррозии при рН = 4.

Потенциал кислородного электрода при 298 К описывается уравнением

= 1,23 – 0,059 ·рН = 1,23 – 0,059·4 = 0,994 В;

Потенциал водородного электрода описывается уравнением

= – 0,0059 · рН = – 0,059·4 = – 0,236 В,

так как < < , то коррозия возможна только с поглощением кислорода и невозможна с выделением водорода, но рН < 7 (кислая, в растворе присутствуют ионы Н⁺), поэтому поглощение кислорода протекает в присутствии ионов водорода.

Схема микрогальванического элемента: Ni │O₂, H⁺ │Cu. Никель будет слева, а медь справа, следовательно, протекают процессы:

(–): Ni – 2e → Ni²⁺,

(+): O₂ + 4e + 4H⁺ → 2H₂O.

б) Определим возможность коррозии при рН = 7.

Потенциал кислородного электрода при 298 К описывается уравнением:

= 1,23 – 0,059рН = 1,23 – 0,059·7 = 0,817 В.

Потенциал водородного электрода рассчитывается на основании уравнения:

= – 0,0059рН = – 0,059·7 = – 0,413 В,

так как < < , то коррозия возможна и с поглощением кислорода, и с выделением водорода. Но при рН ≥ 7 коррозия протекает с поглощением кислорода: О₂ + 2Н₂О + 4ē → 4ОН^–.

Схема микрогальванического элемента: Ni │O₂, H₂О │Cu. Никель будет анодом, а медь – катодом. Протекают процессы:

(–): Ni – 2e → Ni²⁺,

(+): O₂ + 4e + 2H₂О → 4ОН^–.

Задача 2. Возможна ли коррозия сплава, состоящего из мелкодисперсных кристаллов висмута и свинца: а) в аэрируемой воде; б) в изолированном от воздуха сосуде с водой? Для среды, в которой коррозия возможна, составьте схему микрогальванических элементов, возникающих в процессе коррозии. Составьте уравнения анодного и катодного процессов и суммарное уравнение процесса коррозии.

Решение. Как любой окислительно-восстановительный процесс, коррозия возможна, если потенциал окислителя больше потенциала восстановителя (Е _ок > Е _восст). Отсюда следует, что в первую очередь будет окисляться, т.е. корродировать, металл, имеющий меньший электродный потенциал. Таким металлом в данном примере является свинец ( = –0,13 B < = +0,22 B).

а) В аэрируемой воде из двух возможных окислителей – иона водорода воды Н⁺ и растворенного в воде кислорода О₂ – более сильным окислителем является кислород, так как его потенциал больше (в нейтральной среде = +0,81 В > = –0,41 В). Коррозия возможна, так как Е _ок = +0,81 В > Е _восст = –0,13 В. Схема микрогальванического элемента: Pb │O₂, H₂О │Bi. Анодом является никель, като-
дом – медь. Протекают процессы:

(–): Pb – 2e → Pb²⁺,

(+): O₂ + 4e + 2H₂О → 4ОН^–.

Продуктом коррозии будет являться гидроксид свинца Pb(OH)₂.

б) В отсутствие кислорода единственным окислителем могли бы быть ионы водорода из воды. Но поскольку Е _ок = –0,41 В < Е _восст =
= –0,13 В, коррозия невозможна.

Задача 3. Подберите катодное покрытие для сплава, состоящего из кобальта и свинца, при рН = 12. Напишите уравнения анодного и катодного процессов: а) без нарушения целостности покрытия; б) при нарушении целостности покрытия.

Решение. Катодное покрытие – это металл у которого потенциал больше потенциала изделия. Изделие представляет собой сплав, состоящий из кобальта и свинца ( = –0,28 B < = –0,13 B), следовательно, электродный потенциал покрытия должен быть больше потенциала свинца. Например, в качестве катодного покрытияможно взять палладий = +0,99 В.

а) Если покрытие не нарушено, то с окружающей средой контактирует только покрытие, следовательно, разрушаться будет само покрытие. Протекают процессы:

анод: Pd – 2e → Pd²⁺,

катод: O₂ + 4e + 2H₂О → 4ОН^–.

б) Если нарушить целостность покрытия, то с окружающей средой контактируют и покрытие, и само изделие. В первую очередь будет окисляться, т.е. корродировать, металл, имеющий меньший электродный потенциал. Таким металлом в данном примере является кобальт:

( = –0,28 B < = –0,13B < = +0,99 В).

Протекают процессы:

анод: Со – 2e → Со²⁺,

катод: O₂ + 4e + 2H₂О → 4ОН^–.

Задача 4. Напишите уравнения электродных реакций при электрозащите сплава Cd – Cu при рН = 7.

Решение. В основе электрозащиты лежит процесс электролиза. Суть электрозащиты сводится к следующему: к катоду, отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока, присоединяют защищаемый металл. Так как среда нейтральная, то в качестве электролита можно взять раствор NaCl:

(–К)

–

–

К(–): 2H₂O + 2e^– ® H₂­ + 2OH^–,

A(+): 2Cl^– – 2e^– ® Cl₂­.

Вопросы для самоконтроля

1. Что называют коррозией металлов?

2. Какие виды коррозии вы знаете?

3. В чем отличие электрохимической коррозии от химической?

4. Чем вызвана электрохимическая неоднородность поверхности металла?

5. Каковы причины возникновения коррозионных микрогальванических элементов?

6. Каким образом можно определить возможность протекания коррозии с выделением водорода и поглощением кислорода?

7. Основные способы борьбы с коррозией.

8. Если цинк покрыть медью, какое это будет покрытие: анодное или катодное?

9. В чем сущность электрозащиты?

10. Что такое легирование?

9.3.4. Домашнее задание № 11

Задание 1. Для сплава (см. свой вариант в табл. 28, задание 1) определите возможность коррозии при pH = 4 и 8, запишите коррозионные гальванические элементы и уравнения электродных реакций.

Задание 2. Предложите для данного сплава катодное покрытие (четные варианты) и анодное покрытие (нечетные варианты). Обозначьте коррозионный гальванический элемент покрытие–сплав в среде с рН = 12. Напишите уравнения электродных реакций: а) при целостности покрытия; б) при нарушении целостности покрытия.

Задание 3. Напишите уравнения электродных реакций при электрозащите сплава в среде с рН (см. свой вариант в табл. 28, задание 3).

Таблица 28

Номер варианта	Задание 1	Задание 3	Номер варианта	Задание 1	Задание 3
сплав	рН	сплав	рН
	Ag-Pb			Ni-Pb
	Ag-Co			Ni-Fe
	Al-Pb			Ni-Zn
	Sn-Ag			Fe-Pb
	Cr-Sn			Cr-Cu
	Co-Fe			Cr-Ti
	Co-Cu			Au-Ti
	Co-Zn			Ag-Zn
	Cu-Ag			Sn-Pb
	Cu-Cd			Sn-Zn
	Cu -Ni			Cu-Mg
	Fe-Zn			Ni-Mg
	Fe-Cd			Mg-Zn

 

Лабораторная работа № 12

Опыт 1. Электрохимическая неоднородность стали

Выполнение опыта. Вследствие электрохимической неоднородности стали и наличия окислителя (кислород из воздуха) у ее поверхности образуются коррозионные микроэлементы. В процессе их работы осуществляется анодное растворение железа.

А. Качественной реакцией на наличие в растворе ионов железа Fe²⁺ является взаимодействие исследуемого раствора с раствором K₃[Fe(CN)₆] с образованием турнбулевой сини (Fe₃[Fe(CN)₆]₂). В пробирку наберите 0,5 мл воды и добавьте 1 – 2 кристалла FeSO₄, потрясите пробирку, чтобы растворить соль, затем прибавьте несколько капель раствора K₃[Fe(CN)₆].

Задание. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения образования осадка турнбулевой сини (Fe₃[Fe(CN)₆]₂). Отметьте, что это качественная реакция на наличие в растворе ионов железа Fe²⁺.

Б. Для проведения опыта зачистите стальную пластинку наждачной бумагой, промойте проточной водой и высушите фильтровальной бумагой. Затем положите на пластинку бумажный фильтр, смоченный ферроксилиндикатором (5 капель NaCl + 3 капли K₃[Fe(CN)₆] + 2 капли фенолфталеина). Через 2 – 3 мин опишите изменение цвета фильтровальной бумаги, форму и распределение пятен.

Задание. Запишите электродные процессы, в выводе объясните появление разной окраски пятен в центре и по краям капли.

Опыт 2. Анодные и катодные защитные покрытия

Выполнение опыта. В две пробирки налейте (по 1/2 объема) воды и добавьте по 1 – 2 мл H₂SO₄ и по 2 – 4 капли раствора K₃[Fe(CN)₆]. В одну пробирку поместите образец оцинкованного железа, а в другую – луженого с предварительно сделанными на их поверхности глубокими царапинами. Дайте постоять 5 минут. Что наблюдаете?

Задание. Запишите уравнения анодных и катодных процессов и приведите схемы работы коррозионных элементов. В выводе объясните, в случае какого покрытия корродирует железо и почему, а также, какое покрытие является более эффективным.

Опыт 3. Протекторная защита

Выполнение опыта. В две пробирки налейте (по 1/2 объема) 0,4М уксусной кислоты и по 2 – 4 капли KI. В одну пробирку поместите cвинцовую пластинку, в другую – такую же полоску свинца, но в контакте с цинком (гальванопару). Наблюдайте, в какой пробирке быстрее появится желтое окрашивание за счет образования осадка PbI₂ (качественная реакция на ионы свинца Pb²⁺).

Задание. Напишите уравнения анодных и катодных процессов и приведите схемы работы коррозионных элементов в случае гальванопары и чистого свинца. Уравнение качественной реакции на ионы Pb²⁺. В выводе сформулируйте суть электрозащиты.

Опыт 4. Электрозащита металла

Выполнение опыта. В два стакана налейте (1/2 объема) 0,5 н раствор NаCl и добавьте по 3 – 5 капель K₃[Fe(CN)₆]. В один стакан поместите зачищенный и промытый железный стержень; в другой – такой же железный стержень, закрепленный в панельке с угольным стержнем. Железный электрод соедините с отрицательным полюсом внешнего источника постоянного тока, а угольный – с положительным. Включите ток на 2 мин. Объясните результаты наблюдений.

Задание. Приведите схему электролиза раствора хлорида натрия с угольным анодом, а также схему гальванического элемента, образующегося за счет неоднородности поверхности железа, электродные процессы и реакции в растворе (в случае, когда железный стержень не подключается к отрицательному полюсу). В выводе сформулируйте суть электрозащиты и ее надежность.

 

 

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ

Основная

1. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для вузов. – М.: Высшая школа, 2005.

2. Коровин Н.В., Мингулина Э.И., Рыжова Н.Г. Лабораторные работы по химии. – М.: Высш. шк., 2001.

3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1985.

4. Иванова М.А., Кононова М.А. Химический демонстрационный эксперимент. – М.: Высшая школа, 1969.

5. Романцев Л.М. и др. Сборник задач и упражнений по общей химии. – М.: Высшая школа, 1991.

Дополнительная

1. Электронный учебник «Открытая химия 2.6». ООО «Физикон», 2005.

2. Гуров А.А., Бадаев Ф.З., Овчаренко Л.П. Химия. – М.: МГТУ им. Баумана, 2004.

3. Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия: учебник для ву-
зов. – М.: Химия, 1994.

4. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов по напр. и спец. «Химия». – М.: Высшая школа, 1997.

5. Барон Н.М. Краткий справочник физико-химических величин/ Н.М. Барон, А.М. Пономарева, А.А. Равдель, З.Н. Тимофеева. – СПб.: Специальная литература, 1999.

6. Химическая энциклопедия. в 5 т./Под ред. И.Л. Кнунянца и др. – М.: Большая Российская энцикл., 1988 – 2002.

7. Фролов Ю.Г. Курс коллоидной химии. Поверхностные явления и дисперсные системы. – М.: Химия, 1988.

8. Фримантл М. Химия в действии. В 2 ч. – М.: Мир, 1998.

 

Приложения

Приложение 1

Цели учебной дисциплины

После изучения дисциплины студент будет иметь представление:

об основных сферах применения получаемых знаний

о связи курса с другими дисциплинами направления (специальности) и о его роли в подготовке обучающихся

о химических системах и химических процессах

о природе и характерных свойствах ковалентной связи, ионной связи, металлической связи, водородной связи и Ван-дер-ваальсовых сил

об общих свойствах гомо- и гетерогенных систем

о преобразовании химической энергии в электрическую

о химической идентификации и методах анализа вещества

об экологических последствиях химических процессов

знать:

структуру и содержание курса и его место в образовательной программе

квантово-механическую модель строения атома и периодичность свойств химических элементов

законы химической термодинамики и химической кинетики

основные понятия теории растворов электролитов и неэлектролитов

законы электрохимии

классификацию коррозионных процессов и методов защиты металлов от коррозии

уметь:

определять свойства химического элемента по электронной конфигурации и положению в Периодической системе

рассчитывать кинетические характеристики химической реакции и определять направление смещения равновесия при изменении параметров состояния

вычислять концентрации веществ в гомо- и гетерогенных системах

записывать процессы диссоциации, гидролиза, растворения и образования осадка и выражения их констант

определять физико-химические свойства полимерных материалов по их составу и строению

иметь опыт:

применения методов расчета термодинамических функций для определения направления процесса

представлять результаты наблюдений и расчетов в удобной для восприятия форме

Приложение 2

Теоретические вопросы курса

Темы лекционных занятий

Структура и содержание курса. Предмет химии и ее связь с другими науками. Значение химии в формировании мировоззрения, в изучении природы и развитии техники

Современные представления об электронном строении атомов: понятие об атомных орбиталях, характеристика орбиталей с помощью квантовых чисел. Электронные формулы элементов малых (1, 2, 3) и большого (4) периодов. Принцип Паули, правило Хунда. Современная формулировка периодического закона. Зависимость свойств элементов главных подгрупп от электронного строения атомов и положения их в периодической системе. Понятия о периодах, группах и подгруппах

Виды химических связей: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая, водородная. Свойства ковалентной связи: длина, энергия, валентный угол между связями, полярность связи и полярность молекулы. Типы гибридизации атомных орбиталей: sp ^3, sp ^2, sp и способы перекрывания атомных орбиталей при образовании ковалентной связи: s - и p -связи. Кратность связи

Окислительно-восстановительные процессы. Понятие о степени окисления, окислителях и восстановителях, процессах окисления и восстановления. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с использованием метода электронного баланса, либо метода полуреакций

Основы химической термодинамики. Системы: изолированные, закрытые, открытые, гомогенные, гетерогенные. Понятие о термодинамических процессах и их классификация. Обратимые и необратимые в энергетическом смысле процессы. Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия. Изобарный и изохорный тепловые эффекты. Энтальпия. Термохимические уравнения. Стандартные теплоты образования и сгорания. Закон Гесса и его следствия. Термохимические расчеты и их использование для энергетической характеристики процессов. Понятие об энергии основного обмена. Второй закон термодинамики. Понятие об энтропии. Стандартные энтропии. Энергия Гиббса. Термодинамические условия равновесия. Критерии и направление самопроизвольных процессов. Энтальпийный и энтропийный факторы

Основы химической кинетики. Реакции гомогенные и гетерогенные. Молекулярность и порядок реакции. Скорость гомогенных химических реакций и методы ее измерения. Закон действующих масс для гомогенных и гетерогенных реакций. Уравнение кинетики реакций нулевого, 1-го и 2-го порядков. Период полупревращения. Зависимость скорости реакции от температуры. Температурный коэффициент скорости реакции Вант-Гоффа. Теория активных соударений. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Понятие о теории переходного состояния. Гомогенный и гетерогенный катализ. Понятие о кинетике сложных реакций: конкурирующих, последовательных, сопряженных, цепных с разветвленной и неразветвленной цепью. Фотохимические реакции. Законы Гроттгуса–Драппера и Энштейна-Штарка. Квантовый выход реакции. Обратимые и необратимые по направлению реакции. Понятие о химическом равновесии. Константа химического равновесия и способы ее выражения: Кс, Кр, Ка. Прогнозирование смещения химического равновесия на основе принципа Ле-Шателье. Колебательные реакции

Поверхностные явления. Адсорбция на жидкой поверхности. Поверхностные явления. Адсорбция на твердой поверхности. Законы адсорбции

Растворы, классификация по дисперсности. Понятие о растворителе и растворенном веществе. Способы выражения концентраций растворов. Растворимость веществ, тепловые явления при растворении. Произведение растворимости. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Диссоциация кислот, оснований и солей. Молекулярные и ионные уравнения с участием сильных и слабых электролитов. Слабые электролиты. Закон разведения Оствальда. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН как количественная мера кислотности и щелочности. Индикаторы. Молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей различного состава. Основные положения теории растворов сильных электролитов. Активность и коэффициент активности. Ионная сила раствора

Комплексные соединения. Строение комплексных соединений: центральный атом, координационное число комплексообразователя, лиганды, дентатность. Комплексообразующая способность s -, p -, d -элементов, характер связи в комплексах. Классификация и номенклатура комплексных соединений. Получение. Хелаты и внутрикомплексные соединения. Изомерия. Устойчивость комплексных соединений. Диссоциация комплексных соединений и комплексных ионов. Константа нестойкости комплексных ионов. Разрушение комплексных соединений

Основные понятия коллоидной химии. Коллоидные растворы. Строение коллоидных частиц. Методы получения золей. Устойчивость и коагуляция коллоидных растворов

Электрохимические процессы. Механизм возникновения электродного потенциала и его измерение. Уравнение Нернста. Гальванический элемент: обозначение, электродные процессы. Кинетика электродных процессов. Электролизер. Последовательность процессов на электродах в электролизере. Закон Фарадея. Химические источники тока. Химическая и электрохимическая коррозия металлов и защита металлов от коррозии

Зависимость свойств органических веществ от химического строения. Классификация и номенклатура органических соединений. Основные классы органических соединений: алканы, алкены, алкины, кислородсодержащие органические соединения. Высокомолекулярные органические соединения (полимеры, олигомеры)

Экологические проблемы отрасли. Охрана воздушного и водного бассейна от выбросов и сбросов отходов электрообъектов

 

Приложение 3

Стандартные энтальпии образования D _f H⁰₂₉₈
и энтропии S⁰₂₉₈ веществ

Вещество	Состоя-ние	D f H^0298, кДж/моль	S^0298, Дж/моль×К	Вещество	Состоя-ние	D f H^0298 кДж/моль	S^0298, Дж/моль×К
Ag	к		42,6	CuO	к	–162	43,5
AgCl	к	–126,8	96,2	Cu2O	к	–167,4	93,7
Al	к		28,5	Cu(OH)2	к	444,3
AlCl3	к	–695,4	111,3	CuCO3	к	–595
Al2O3	к	–1670	51,0	CuCl	к	–134
Al(OH)3	к	–981	35,2	CuCl2	к	–172,4
AsH3	г	66,4		CuI	к	–68,0	96,7
As2O5	к	–929	105,4	Cu2S	к	–82,0	119,2
В	к		5,85	Fe	к		27,2
B2O3	к	–1276	54,0	FeO	к	–266,5	58,6
Ва	к		62,5	Fe2O3	к	–822	87,4
BaO	к	–548	72,0	FeCO3	к	–738	95,4
BaCO3	к	–1210		FeS	к	–95,0	60,2
С	графит		5,9	FeSO4	к	–926

Окончание табл. П3

Вещество	Состоя-ние	D f H^0298, кДж/моль	S^0298, Дж/моль×К	Вещество	Состоя-ние	D f H^0298 кДж/моль	S^0298, Дж/моль×К
С	алмаз	1,88	2,4	H2	г		130,5
СО	г	–110,7	197,9	H2O	г	–241,0	188,7
СО2	г	–395,4	213,8	H2O	ж	–285,8	70,3
СН4	г	–74,9	186,2	H2O2	ж	–187,9	109,6
С2Н2	г	226,8	200,8	I2	г	62,4	260,7
С2Н4	г	52,3	219,2	I2	к		116,3
С2Н6	г	–84,5	229,3	HI	г	6,35	206,5
СH3OH	ж	–238,5	¾	KC1	к	–436	82,6
CS2	ж	–88,7		KC1O3	к	–391,2
Са	к		41,8	Li	к		29,1
CaC2	к	–59,0	70,3	Li2O	к	–594	37,9
CaCO3	к	–1207	92,9	Mg	к		32,6
CaSiO3	к	–1635	81,0	MgC12	к	–641	89,5
CaO	к	–636	39,7	MgCO3	к	–1113	65,7
Са(ОН)2	к	–987	72,8	MgO	к	–602	26,8
CaSO4	к	–1433	106,7	Mg(OH)2	к	–925	63,2
Cl2	г		223,0	MoO3	к	–745	77,7
HC1	Г	–92,3	186,6	MoS2	к	–248,1	63,6
HClO4	ж	34,9	188,3	N2	г		191,6
Cr	к		23,6	NH3	ж	–46,2	192,5
CrCl3	к	–570		NH4Cl	к	–315,5	94,6
CrO3	к	–590	73,2	NH3	г	90,4	210,5
Cr2O3	к	–1141	81,2	N2O	г	–82,0	219,9
Cu	к		33,3	NO	г	–90,3	210,6
NO2	г	33,8		PH3	г	–17,2	210,9
N2O4	г	9,7		P2O5	к	–1548
HNO3	ж	–173,2	155,6	Pb	к		64,9
NaCl	к	–411	72,8	PbO2	к	–276	66,1
Na2CO3	к	–1134		S	ромб.		31,8
NaOH	к	–428	64,4	H2S	г	–20,9
Na2O	к	–75,3	69,0	SO2	г	–296,8	247,7
Ni	к		29,9	SO3	г	–395,2	256,1
NiO	к	239,7		H2SO4	ж	–812	156,9
NiS	к	–79,4	53,0	SiO2	к	–911	41,8
O2	г		205,0	Zn	к		42,0
Р	т		41,1	ZnO	к	–348	43,5
PCl3	к	–306,3		ZnS	к	–203	65,3
PCl5	к	–399,1	166,5	H^+	aq
F2	г		202,7	ОН^–	aq	–229,94	-10,55
HF	г	–270,7	173,7

Приложение 4

Термодинамические характеристики некоторых ионов
в водных растворах (298 К)

Ион	D f G^0, кДж/моль	D f Н^0, кДж/моль	Ион	D f G^0, кДж/моль	D f Н^0, кДж/моль
Ag^+	77,1	105,75	Br^–	–104,04	–121,5
Al^3+	–489,8	–529,69	Cl^–	–131,29	–167,07
Bi^3+	91,8	81,0	F^–	–276,48	–333,84
Cd^2+	–77,65	–75,31	I^–	–51,76	–55,94
Co^2+	–53,64	–56,61		–587,06	–691,11
Cr^2+	–183,26	–138,91		–752,87	–885,75
Cr^3+	–223,06	–235,98		–425,1	–518,4
Сu^+	–50,0	72,8		–110,8	–206,57
Сu^2+	65,56	66,94		–1025,5	–1284,1
Fe^2+	–84,88	–87,86		–742,99	–907,51
Fe^3+	–10,54	–47,7	ОН^–	–157,35	–229,94
Mg^2+	–455,24	–461,75		–53,64	–56,61
Mn^2+	–229,91	–220,5		–688,47	–818,18
Ni^2+	–45,56	–53,14	Sn^2+	–26,24	–10,23
Pb^2+	–24,30	11,63	Zn^2+	–147,16	–153,64

 

Приложение 5