некоторых металлов ( ряд напряжений)

Уравнение электродного процесса	Стандартный потенциал при 25^оС	Уравнение электродного процесса	Стандартный потенциал при 25^оС
Li^++e^-=Li	-3,045	Co^2++2e^-=Co	-0,277
Rb^++e^-=Rb	-2,925	Ni^2++2e^-=Ni	-0,250
K^++e^-=K	-2,925	Sn^2++2e^-=Sn	-0,136
Cs^++e^-=Rb	-2,923	Pb^2++2e^-=Pb	-0,126
Ca^2++e^-=Ca	-2,866	Fe^3++3e^-=Fe	-0,036
Na^++e^-=Na	-2,714	2H^++2e^-=H2
Mg^2++2e^-=Mg	-2,363	Bi^3++3e^-=Bi	0,215
Al^3++3e^-=Al	-1,662	Cu^2++2e^-=Cu	0,337
Ti^2++2e^-=Ti	-1,628	Cu^++e^-=Cu	0,521
Mn^2++2e^-=Mn	-1,180	Hg2^2++2e^-=2Hg	0,788
Cr^2++2e^-=Cr	-0,913	Ag^++e^-=Ag	0,799
Zn^2++2e^-=Zn	-0,763	Hg^2++2e^-=Hg	0,854
Уравнение электродного процесса	Стандартный потенциал при 25^оС	Уравнение электродного процесса	Стандартный потенциал при 25^оС
Cr^3++3e^-=Cr	-0,744	Pt^2++2e^-=Pt	1,2
Fe^2++2e^-=Fe	-0,440	Au^3++3e^-=Au	1,498
Cd^2++2e^-=Cd	-0,403	Au^++e^-=Au	1,691

 

Таблица 7. Растворимость кислот, солей, оснований в воде.

Ионы

OH

NO

F

Cl

Br

I

S

SO

SO

CO

SiO

PO

CH COO

H

P

P

P

P

P

P

P

P

P

H

P

P

NH

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

-

P

P

Li

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

H

P

K

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

Na

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

Ag

-

P

P

H

H

H

H

M

M

H

H

H

P

Ba

P

P

M

P

P

P

-

M

H

H

H

H

P

Ca

M

P

H

P

P

P

-

M

M

H

H

H

P

Mg

M

P

M

P

P

P

-

M

P

H

H

H

P

Mn

H

P

P

P

P

P

H

H

P

H

H

H

P

Zn

H

P

M

P

P

P

H

M

P

H

H

H

P

Ni

H

P

P

P

P

P

H

H

P

-

H

H

P

Sn

H

P

P

P

P

P

H

-

P

-

-

H

P

Pb

H

P

M

M

M

H

H

H

H

H

H

H

P

Cu

H

P

P

P

P

-

H

-

P

-

-

H

P

Hg

-

P

-

P

M

H

H

-

P

-

-

H

P

Hg

-

-

M

H

H

H

H

-

M

H

-

H

M

Fe

H

P

M

P

P

P

H

M

P

H

H

H

P

Fe

H

P

H

P

P

-

H

-

P

-

-

H

P

Al

H

P

M

P

P

P

-

-

P

-

-

H

P

Cr

H

P

M

P

P

P

-

-

P

-

-

H

P

 

Таблица 8. Степени окисления s- и р- элементов.

Группа	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
	s элементы	р элементы
Валентные электроны	s^1	s^2	s^2р^1	s^2р^2	s^2р^3	s^2р^4	s^2р^5	s^2р^6
Элемент Степени окисления	Li	Be	B	C 4,2 -4	N 5,3 -3	O -2	F - -1	Ne - -
Элемент Степени окисления	Na	Mg	Al	Si 4,2 -4	P 5,3 -3	S 6,4 -2	Cl 1,3,5,7 -1	Ar - -
Элемент Степени окисления	K	Ca	Ga	Ge 4,2 -4	As 5,3 -3	Se 6,4 -2	Br 1,3,5,7 -1	Kr 2,4 -
Элемент Степени окисления	Rb	Sr	In	Sn 4,2 -4	Sb 5,3 -3	Te 6,4 -2	I 1,3,5,7 -1	Xe 2,4,6,8 -
Элемент Степени окисления	Cs	Ba	Tl 1,3	Pb 2,4 -4	Bi 3,5 -3	Po 4,6 -2	At 5,7 -1	Rn (2,4,6,8) -

 

Серым выделены символы неметаллов

 

 

Таблица 9. Основные классы неорганических веществ.

Вещества	Классификация	Примеры
Простые	Металлы	s– элементы (кроме Н, Не) р – элементы Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi d – элементы f – элементы
	Неметаллы	s– элементы Н, Не р – элементы B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te галогены (VII A группа) благородные газы (VIII A группа)
Сложные	Бинарные соединениия	гидриды карбиды нитриды оксиды сульфиды галиды	LiH, NaH, CaH2, AlH3 Be2C, CaC2, Al4C3 Na3N, Mg3N2, Si3N4 Na2O, CaO, Al2O3, SO3 K2S, ZnS, Fe2S3 NaCl, BaCl2, FeCl3
	Гидроксиды	кислоты основания амфолиты (амфотерные)	HNO3, H2SO4, H3PO4 KOH, Ba(OH)2, Ni(OH)3 Э(ОН)n = Н nЭОn Форма основания: Zn(OH)2, Al(OH)3, Be(OH)2 Форма кислоты: H2ZnO2, H3AlO3, H2BeO2
	Соли	средние кислые сновные	NaNO3, Al2(SO4)3, K3PO4, KCl NaHSO4, KH2PO4, Ca(HCO3)2 MgOHCl, (CuOH)2SO4, Fe(OH)2Cl

 

Таблица 10. Взаимосвязь простых веществ, оксидов,

оснований и кислот (реакции солеобразования)

металл + кислота → соль + водород	Fe + 2HCl = 2FeCl2 + H2↑
металл + неметалл → соль бескислородной кислоты	2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
металл (1) + соль (1) → соль (2) + металл (1)	Fe + CuCl2 → FeCl2 + Cu
основный оксид + кислотный оксид → соль	BaO + SO3 → BaSO4
основный оксид + кислота → соль + вода	BaO + 2HCl → BaCl2 + H2O
основание + кислота → соль + вода (реакция нейтрализации)	Ba(OH)2 + 2HCl → BaCl2 + 2H2O
основание + кислотный оксид → соль + вода	Ba(OH)2 + SO3 → BaSO4 + H2O
основание(1)+соль(1)→основание (2) + соль(2)	Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4 + 2KOH
соль(1) + кислота(1) → соль(2) + кислота(2)	BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HCl
соль(1) + соль(2) → соль(3) + соль(4)	BaCl2 + K2SO4 → BaSO4 + 2KCl
Амфотерные соединения могут проявлять и кислотные и основные свойства в зависимости от того, с чем реагируют:

Таблица 11. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева.

 

Список литературы:

 

1. Артеменко А.И.«Органическая химия». – М.: Высшая школа, 2000. – 559с.

2. Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.А. Лабораторные работы по общей и неорганической химии. – М.: Химия, 1979.

3. Введение в общую химию/ Под ред. Г.П. Лучинского. – М.: Высшая школа, 1980.

4. Гельфман М.И., Ковалевич О.В., Юстратов В.П. Коллоидная химия.- СПб.: Издательство «Лань», 2003. – 336 с., ил. – (Учебник для вузов)

5. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 2000.

6. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 2004.

7. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии. – М.: Высшая школа, 2001.

8. Картушинская А.И., Лельчук Х.А., Стромберг А.Г., Сборник задач по химической термодинамике.-М.: Высшая школа, 1973.

9. Коровин Н.В. Общая химия: Учеб. для технических направ. и спец. вузов. – М.: Высшая школа, 2005. – 557 с.

10. Краткий справочник физико-химических величин под редакцией А.А Равделя А.А., Пономаревой А.М.-Л.: Химия, 1986.

11. Курс общей химии/ Под ред. Н.В. Коровина. – М.: Высшая школа, 1981.

12. Курс химии. Ч. 2, специальная для строительных вузов/ Под. Ред. В.А. Киреева. – М.: Высшая школа, 1974.

13. Левант Г.Е., Райцин Г.А. Практикум по общей химии. – М.: высшая школа, 1978.

14. Лучинский Г.П. Курс химии. – М.: Высшая школа, 1985.

15. Павлов Н.Н. Теоретические основы общей химии. – М.: Высшая школа, 1978.

16. Романцева Л. М., Лещинская З. Л., Суханова В. А. Сборник задач и упражнений по общей химии: Учебное пособие для нехим. спец. вузов/ – М.: Высшая школа, 1991.-288 с.

17. Семчиков Ю.Д. Высокомолекулярные соединения. – М.: Издательский центр «Академия», 2003. – 368 с.

18. Тугов И.И.,Костыкина Г.И.«Химия и физика полимеров». – М.: Химия, 1989. – 432с.

19. Фролов В.В. Химия. – М.: Высшая школа, 1979.

20. Харин А.Н., Катаева Н.А., Харина Л.Т. Курс химии. – М.: Высшая школа, 1983.

21. «Энциклопедия полимеров» гл. ред. В.А. Каргин. – М.: Советская энциклопедия, 1972. 1-3 том.

 

Содержание:

Общие методические указания……………………………………………...3

Программа……………………………………………………………………..5

Контрольные задания……………………………………………………….12

Задания к контрольной работе №1

1.1. Моль. Эквиваленты и мольные массы эквивалентов простых и сложных веществ. Закон эквивалентов………………………….12

1.2. Энергетика химических процессов (термохимические расчеты)……………………………………………………………………………...17

1.3.Химическое сродство……………………………………………..22

1.4.Химическая кинетика……………………………………………27

1.5.Химическое равновесие………………………………………….32

1.6.Способы выражения концентрации раствора………………..38

1.7.Свойства растворов………………………………………………45

1.8.Ионно – молекулярные (ионные) реакции обмена…………...50

1.9.Гидролиз солей…………………………………………………….56

Задания к контрольной работе №2

2.1.Окислительно – восстановительные реакции………………..63

2.2.Электродные потенциалы и электродвижущие силы………72

2.3.Коррозия металлов……………………………………………….84

2.4.Электролиз………………………………………………………...88

2.5.Свойства соединений s, p, d – элементов……………………...95

2.6.Жесткость воды и методы её устранения……………………102

2.7.Органические соединения. Полимеры……………………….106

2.8.Дисперсные системы……………...…………………………….111

Таблица вариантов контрольных заданий………………………..........118

Приложение…………………………………………………………………125

Список литературы………………………………………………………...133