Окончание табл. 1
1
|
2
|
3
|
4
|
Nа2СО3 (к)
|
-1129,4
|
-1045,7
|
135,0
|
O2 (г)
|
0
|
0
|
205,0
|
ОН– (p-p, ст.с)
|
-230,0
|
-157,3
|
-10,9
|
Н2O (г)
|
-241,8
|
-228,6
|
188,7
|
Н2O (ж)
|
-285,8
|
-237,3
|
70,1
|
Р (к, белый)
|
0
|
0
|
41,1
|
Р (к, красный)
|
-17,4
|
-11,9
|
22,8
|
РO43– (p-p, ст.с)
|
-1272
|
-1012,6
|
221
|
НРO42– (p-p, ст.с., гип.недис)
|
-1286,2
|
-1083,2
|
-34
|
Н2РO4– (p-p, ст.с., гип.недис)
|
-1289,9
|
-1124,3
|
91,6
|
Н3РO4 (p-p, ст.с., гип.недис)
|
-1281,8
|
-1136,5
|
160
|
Рb2+ (p-p, ст.с)
|
-0,9
|
-24,4
|
13
|
PbI2 (к)
|
-178
|
-176
|
175
|
S2– (р-р, ст.с)
|
32,6
|
85,4
|
-15
|
HS– (p-p, ст.с., гип.недис)
|
-18
|
12
|
63
|
H2S (p-p, ст.с., гип.недис)
|
-40
|
-28
|
121
|
SO42– (p-p, ст.с)
|
-911,0
|
-745,7
|
18
|
SiH4 (г)
|
34,7
|
57,2
|
204,6
|
Н2Те (г)
|
99,7
|
85,2
|
228,8
|
W (к)
|
0
|
0
|
32,7
|
WO3 (к)
|
-842,7
|
-763,8
|
76
|
Zn2+ (p-p, ст.с)
|
-153,6
|
-147,2
|
-111
|
Zn(NH3)42+ (p-p, ст.с., гип.недис)
|
-537,0
|
-304,6
|
298
|
Zn(CN)42– (p-p, ст.с., гип.недис)
|
332,1
|
427,2
|
259
|
Zn(OH)42– (p-p, ст.с., гип.недис)
|
|
-860,8
|
|
Таблица 2
Стандартные величины электродных потенциалов при 298,15 К
в водных растворах
Система
|
Е0, В
|
1
|
2
|
Li+ + ē = Li
|
-3,045
|
K+ + ē = К
|
-2,925
|
Ca2+ + 2ē = Сa
|
-2,87
|
Al3+ + 3ē = Аl
|
-1,66
|
Zn2+ + 2ē = Zn
|
-0,763
|
Tl+ + ē = Tl
|
-0,336
|
Ni2+ + 2ē = Ni
|
-0,250
|
CrO42– + 4H2O + 3ē = Cr(OH)3 + 5OH–
|
-0,13
|
H+ + ē =
|
0,00
|
Cu2+ + 2ē = Cu
|
0,334
|
I2 + 2ē = 2I–
|
0,536
|
MnO4– + ē = MnO42–
|
0,564
|
MnO4– + 2H2O +3ē = MnO2 + 4OH–
|
0,60
|
Ag+ + ē = Ag
|
0,80
|
Br2 (ж) + 2ē = 2Br–
|
1,065
|
O2 + 4H+ + 4ē = 2H2O
|
1,229
|
MnO2 + 4H+ + 2ē = Mn2+ + 2H2O
|
1,23
|
Tl3+ + 2ē = Tl+
|
1,25
|
Cr2O72– + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7H2O
|
1,33
|
PbO2 + 4H+ + 2ē = Pb2+ + 2H2O
|
1,455
|
MnO4– + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O
|
1,51
|
BrO3 + 6H+ + 5ē = +3H2O
|
1,52
|
H2O2 + 2H+ + 2ē = 2H2O
|
1,77
|
Co3+ + ē = Co2+
|
1,82
|
S2O82– +2ē = 2SO42–
|
2,01
|
O3 + 2H+ + 2ē = O2 + H2O
|
2,07
|
F2 + 2ē = 2F–
|
2,65
|
F2 + 2H+ + 2ē = 2HF
|
3,06
|
ЗАКЛЮЧЕНИЕ
В данном пособии изложена только часть материала, традиционно относящегося к курсу “Теоретические основы химии” и охватывающего вопросы теории химических процессов. Другая часть – электронное строение атомов, теория химической связи и строение молекул, межмолекулярное взаимодействие – составляет отдельную дисциплину, называемую “Строение вещества”, которая войдет в следующее учебное пособие.
Вместе две названные дисциплины составляют фундамент, на котором базируется изложение химии элементов и их соединений или неорганической химии. Конспект лекций по неорганической химии, содержащий упражнения и задачи, будет третьим, завершающим учебным пособием в серии, объединённой названием “Начала химии”.
РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Карапетьянц М.X. Введение в теорию химических процессов. М.: Высшая школа, 1975.
2. Карапетьянц М.X. Химическая термодинамика. М.: Госхимиздат, 1953.
3. Карапетьянц М.X., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия, 1992.
4. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Современная неорганическая химия. М.: Мир, 1970.
5. Некрасов Б.В. Основы общей химии. М.: Химия, Т.1. 1965; Т.2. 1967; Т.З. 1970.
6. Зайцев О.С. Химическая термодинамика к курсу общей химии. М.: Изд-во МГУ, 1973.
7. Зайцев О.С. Общая химия. Состояние веществ и химические реакции. М.: Химия, 1990.
8. Полинг Л. Общая химия. М.: Мир, 1974.
9. Реми Г. Курс неорганической химии. М.: Мир, Т.1. 1963; Т.2. 1966.
10. Полторак О.М. Химическая термодинамика и кинетика в курсе общей и неорганической химии. М.: Изд-во МГУ, 1973.
11. Хаускрофт К., Констебл Э. Современный курс общей химии. В 2-х т. Пер. с англ. М.: Мир, 2002.
12. Гуров А.А., Бадаев Ф.З., Овчаренко Л.П., Шаповал В.Н. Химия. М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Баумана. 2004.
ОГЛАВЛЕНИЕ
Введение
|
3
|
1. Энергетика процессов
|
4
|
|
1.1. Внутренняя энергия, энтальпия
|
4
|
|
1.2. Термохимия, закон Гесса
|
7
|
|
1.3. Энтропия
|
15
|
|
1.4. Энергия Гиббса
|
19
|
|
1.5. Критерий самопроизвольного протекания процессов
|
20
|
|
1.6. Изменение энергии Гиббса в окислительно-вос-становительных реакциях
|
24
|
Задачи и упражнения
|
28
|
2. Химическое равновесие
|
43
|
|
2.1. Истинное и кажущееся равновесие, смещение равновесия
|
43
|
|
2.2. Количественные характеристики равновесия
|
45
|
Задачи и упражнения
|
51
|
3. Некоторые равновесия в растворах
|
56
|
|
3.1. Образование растворов, растворимость
|
56
|
|
3.2. Равновесие диссоциации электролитов
|
59
|
|
3.3. Шкала термодинамических функций образования ионов в водных растворах
|
63
|
|
3.4. Равновесие растворения и диссоциации малорастворимого электролита
|
66
|
|
3.5. Равновесие диссоциации воды, буферные растворы
|
69
|
|
3.6. Гидролиз солей
|
72
|
Задачи и упражнения
|
82
|
4. Комплексные соединения
|
108
|
|
4.1. Общие сведения о комплексных соединениях
|
108
|
|
4.2. Образование и разрушение комплексных соединений. Диссоциация комплексных соединений
|
111
|
Задачи и упражнения
|
114
|
5. Окислительно-восстановительные реакции
|
118
|
6. Эквивалент, закон эквивалентов
|
129
|
Задачи и упражнения
|
133
|
Приложение
|
137
|
Заключение
|
143
|
Рекомендуемая литература
|
144
|
Оглавление
|
145
|
Учебное издание
СОЛОВЬЕВ Сергей Николаевич
|
Скачать 0.51 Mb.