Уравнение электродного процесса	Стандартный потенциал ( ) при .	Уравнение электродного процесса	Стандартный потенциал ( ) при .
Li⁺+e^-=Li	-3,045	Co²⁺+2e^-=Co	-0,277
Rb⁺+e^-=Rb	-2,925	Ni²⁺+2e^-=Ni	-0,250
K⁺+e^-=K	-2,925	Sn²⁺+2e^-=Sn	-0,136
Cs⁺+e^-=Rb	-2,923	Pb²⁺+2e^-=Pb	-0,126
Ca²⁺+2e^-=Ca	-2,866	Fe³⁺+3e^-=Fe	-0,036
Na⁺+e^-=Na	-2,714	2H⁺+2e^-=H₂
Mg²⁺+2e^-=Mg	-2,363	Bi³⁺+3e^-=Bi	0,215
Al³⁺+3e^-=Al	-1,662	Cu²⁺+2e^-=Cu	0,337
Ti²⁺+2e^-=Ti	-1,628	Cu⁺+e^-=Cu	0,521
Mn²⁺+2e^-=Mn	-1,180	Hg₂²⁺+2e^-=2Hg	0,788
Cr²⁺+2e^-=Cr	-0,913	Ag⁺+e^-=Ag	0,799
Zn²⁺+2e^-=Zn	-0,763	Hg²⁺+2e^-=Hg	0,854
Уравнение электродного процесса	Стандартный потенциал ( ) при .	Уравнение электродного процесса	Стандартный потенциал ( ) при .
Cr³⁺+3e^-=Cr	-0,744	Pt²⁺+2e^-=Pt	1,2
Fe²⁺+2e^-=Fe	-0,440	Au³⁺+3e^-=Au	1,498
Cd²⁺+2e^-=Cd	-0,403	Au⁺+e^-=Au	1,691

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

Ионы

SiO

COO

Zn²⁺

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

Группа I II III IV V VI VII VIII

s-элементы р-элементы

Валентные электроны s¹ s² s²р¹ s²р² s²р³ s²р⁴ s²р⁵ s²р⁶

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 соединения 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

Вещества Классификация Примеры

Сложные Гидроксиды кислоты основания амфолиты (амфотерные) HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄ KOH, Ba(OH)₂, Ni(OH)₃ Э(ОН)_n = Н _nЭО_n Форма основания: Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Be(OH)₂ Форма кислоты: H₂ZnO₂, H₃AlO₃, H₂BeO₂

Соли средние кислые основные 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

металл + неметалл → соль

металл (1) + соль (1) → соль (2) + металл (1)

основный оксид + кислотный оксид → соль

основный оксид + кислота → соль + вода

основание + кислота → соль + вода (реакция нейтрализации)

основание + кислотный оксид → соль + вода

основание(1)+соль(1)→основание (2) + соль(2)

соль(1) + кислота(1) → соль(2) + кислота(2)

соль(1) + соль(2) → соль(3) + соль(4)

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

КАФЕДРА ОБЩЕЙ И СПЕЦИАЛЬНОЙ ХИМИИ.. 3

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ.. 3

ПРОГРАММА.. 5

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ.. 12

1. Задания к контрольной работе №1. 12

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

1.2. Энергетика химических процессов. 18

(термохимические расчеты) 18

1.3. Химическое сродство. 23

1.4. Химическая кинетика. 28

1.5. Химическое равновесие. 33

1.6.Способы выражения концентрации раствора. 39

1.7. Свойства растворов. 46

1.8. Ионно – молекулярные (ионные) реакции обмена. 51

1.9. Гидролиз солей. 57

2. Задания к контрольной работе №2. 63

2.1. Окислительно – восстановительные реакции. 63

2.2. Электродные потенциалы и электродвижущие силы.. 73

2.3. Коррозия металлов. 84

2.4. Электролиз. 89

2.5. Свойства соединений s-, p-, d – элементов. 96

2.6. Жесткость воды и методы её устранения. 102

2.7. Органические соединения. Полимеры. 106

2.8. Дисперсные системы. 111

ТАБЛИЦА ВАРИАНТОВ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ.. 117

ПРИЛОЖЕНИЕ.. 124

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ... 132

Предыдущая 1 2 3 4 5 6 7 8 9 1011Следующая