контрольная работа по химии. КР. Задание 28

• Название: Задание 28
• Анкор: контрольная работа по химии
• Дата: 20.06.2020
• Размер: 1.46 Mb.
• Имя файла: КР.docx
• Тип: Решение; #131630

Вариант 45











Задание 28. http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/902-stroenie-atoma-izotopy-zadanie-26-28-29-31-328


Что такое изотопы? Чем можно объяснить, что у большинства элементов периодической системы атомные массы выражаются дробным числом? Могут ли атомы разных элементов иметь одинаковую массу? Как называются подобные атомы?
Решение:
Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра (и, следовательно, тождественными химическими свойствами), но разным числом нейтронов (а значит, и разным массовым числом), называют изотопами (от греч. слов «изос» - одинаковый и «топос» - место). Установлено, что, как правило, каждый элемент представляет собой совокупность нескольких изотопов. Именно этим объясняются значительные отклонения атомных масс многих элементов от целочисленных величин. Так, природный хлор на 75,53% состоит из изотопа 35Cl и на 24,47% из изотопа 37Cl; в результате средняя атомная масса хлора равна 35,453.

В природе встречается и другое явление, заключающееся в том, что атомы разных элементов обладают одинаковой атомной массой, но разным зарядом ядер. Такие атомы называют изобарами. Например, изотоп калия   и изотоп кальция     имеют одинаковые атомные массы (40), но разные заряды ядер Соответственно +19 и +20:













Задание 93. http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/913-termokhimicheskie-uravneniya-teplota-obrazovaniya-zadanie-88-94


Реакция горения метилового спирта выражается термохимическим уравнением:
СН₃ОН _(ж) +3/2О_{2 (г)} = СО_{2 (г)} + 2Н₂О _(ж);   =?
Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что молярная теплота парообразования СН₃ОН _(ж) равна +37,4 кДж. Ответ: -726,62 кДж.
Решение: 

(СН₃ОН _(ж)) = (СН₃ОН _(г));   = +37,4 кДж;
+37,4 кДж = -201,17 -  _{(СН3ОН (ж)});
  _{(СН3ОН (ж))} = -201,17 +(- 37,4) = -238,57кДж. 

Значения стандартных теплот образования веществ приведены в специальных таблицах. Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю. Тепловой эффект реакции можно вычислить, используя следствие из закона Гесса: 

= 2 (Н₂O) +   (СО₂) –   ( СН₃ОН (ж));
  = -393,51 +2 (-285,84) –  (-238,57) = -726,62 кДж. 

Ответ: -726,62 кДж.



Задание 114. http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/916-ravnovesie-sistemy-energiya-gibbsa-entropiya-zadacha-108-114

Какие из карбонатов СаСО₃ или ВаСО₃ - можно получить при взаимодействии соответствующих оксидов с СО₂?
Какая реакция идет наиболее энергично? Вывод сделайте, вычислив    реакций. Ответ: +31,24 кДж; -130,17 кДж; -216,02 кДж.
Решение:
Значения    приведены в специальных таблицах.

а) ВеО (к) + СО₂ (г) = ВеСО₃ (к)

Находим:

   =   (ВеСО₃) – [  (ВеО) +   (CO₂)];
  = -944,75 – [-581,61 + (-394,38)] = +31,24 кДж

То, что  > 0, указывает на невозможность протекания прямой реакции при Т = 298 К и давлении взятых газов равном 1,01325 Па (760 мм. рт. ст. = 1 атм), т. е. карбонат бериллия нельзя получить из ВеО и СО₂ при н.у..

а) ВаО (к) + СО₂ (г) = ВаСО₃ (к)

Находим:

   =   (ВаСО₃) – [  (ВаО) +   (CO₂)];
  = -1138,8 – [-528,40 + (-394,38)] = -216,02 кДж

То, что   < 0, указывает на возможность протекания прямой реакции при Т = 298 К и давлении взятых газов равном 1,01325 Па (760 мм. рт. ст. = 1 атм), т. е. карбонат бария можно получить из ВаО и СО₂ при н.у.

в) СаО (к) + СО₂ (г) = СаСО₃ (к)

Находим:

  =   (СаСО₃) – [  (СаО) +   (CO₂)];
   = -1128,75– [-604,2 + (-394,38)] = -130,17 кДж

То, что   < 0, указывает на возможность протекания прямой реакции при Т = 298 К и давлении взятых газов равном 1,01325 Па (760 мм. рт. ст. = 1 атм), т. е. карбонат кальция можно получить из СаО и СО₂ при н.у..

Ответ:  +31,24 кДж; -130,17 кДж; -216,02 кДж.







задание 152. http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/922-kontsentratsiya-rastvora-zadanie-149-154


На нейтрализацию 31 см³ 0,16Н. раствора щелочи требуется 217 см³ раствора Н₂SO₄? Чему равны молярная концентрация эквивалента и титр раствора Н₂SO₄? Ответ: 0,023Н.; 1,128 . 10-3 г/см³.
Решение:
Согласно закону эквивалентов:

С_{Н (1)}V₍₁₎ = С_{Н (2)}V₍₂)

Значит, объёмы реагирующих растворов обратно пропорциональны эк этих растворов. Исходя из этого, находим нормальность раствора AgNO₃:



а) Молярная концентрация эквивалента (или нормальность) показывает число эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора.

С_Н(Н₂SO₄) =0,023Н.

б) Титром раствора называют число граммов растворенного вещества в 1 см3 (мл) раствора. Находим массу Н2SO4 в 1л раствора по формуле:

m(B) = CН(В) ^. МЭ(В) = 0,023 ^.49,04 = 1,128 г. Так как в 1 л раствора содержится 1,128 г кислоты, то 
Т _(H2SO4) = 1,128/1000 = 1,128 ^. 10^-3 г/см³.

Ответ: 0,023 н.; 1,128 ^.10^-3 г/см³.











 Задание 205. 

http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/931-gidroliz-solej-zadaniya-201-210


К раствору Nа₂СО₃ добавили следующие вещества: a)HCl; б)NaOH; в) Cu(NО₃)₂; г)K₂S. В каких случаях гидролиз карбоната натрия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Решение:

а) Соль Na₂CO₃ гидролизуется по аниону, а HCl диссоциирует в водном растворе:

Na₂CO₃ ⇔ 2Na⁺ + CO₃^2-;
CO₃^2- + H₂O ⇔ HCO₃^- + ОH^-;
HCl ⇔ H⁺ + Cl^-

Если растворы этих веществ находятся в одном сосуде, то идёт взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н⁺ и ОН^-, связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н₂О (Н⁺ + ОН^- ⇔ Н₂О). При этом гидролитическое равновесие соли Na₂CO₃ и диссоциация HCl сдвигаются вправо и гидролиз соли и диссоциация кислоты идут до конца с образованием газообразного углекислого газа. Ионно-молекулярное уравнение процесса:

CO₃^2- + 2Н⁺ ⇔ СО₂↑ + Н₂О

Молекулярное уравнение процесса:

Na₂CO₃ + 2HCl ⇔ 2NaCl + СО₂↑ + Н₂О

б) Соль Na₂CO₃ гидролизуется по аниону, а NaOH диссоциирует в водном растворе:

CO₃^2- + H₂O ⇔ HCO₃^- + ОH^-;
NaOH ⇔ Na⁺ + OH^-.

Если растворы этих веществ смешать, то образуется избыток ионов ОН^-, что сдвигает равновесие гидролиза Na₂CO₃ влево и гидролиз соли будет угнетаться.

в) Соль Na₂CO₃ гидролизуется по аниону, а соль Cu(NO₃)₂ – по катиону:

CO₃^2- + H₂O ⇔ HCO₃^- + ОH^-;
Сu²⁺+ H₂O ⇔ CuOH⁺ + H⁺.

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н⁺ и ОН^-, связываясь друг с другом, образуют молекулы слабого электролита Н₂О (Н⁺ + ОН^- ⇔ Н₂О). При образовании дополнительного количества воды гидролитическое равновесие обеих солей сдвигается вправо, и гидролиз каждой соли идёт до конца с образованием осадка и газа:

Cu²⁺ + CO₃^2- + H₂O ⇔ Cu(OH)₂↓ + CO₂↑ (ионно-молекулярная форма);
Cu(NO₃)₂  + Na₂CO₃ + Н₂О ⇔ Cu(OH)₂↓ + CO₂↑ + 2NaNO₃ (молекулярная форма).

г) Na₂CO₃ и К₂S  - соли сильного основания и слабой кислоты, поэтому обе гидролизуются по аниону:

CO₃^2- + H₂O ⇔ HCO₃^- + ОH^-;
S^2- + H₂O ⇔ HS^- + OH^-.

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идёт взаимное угнетение гидролиза каждой из них, ибо избыток ионов ОН^-, согласно принципу Ле Шателье, смещает равновесие гидролиза обеих солей влево, в сторону уменьшения концентрации ионов ОН^-, т. е. гидролиз обеих солей будет угнетаться.

КР № 2





Задание 227. http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/935-okislitelno-vosstanovitelnye-reaktsii-zadaniya-226-230


Реакции выражаются схемами:
HNO₃ + Ca  ⇔ NH₄NO₃ + Ca(NO₃)₂ + H₂O;
K₂S + KMnO₄ +Н₂SO₄ ⇔ S + K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое - восстановителем; какое вещество окисляется, какое - восстанавливается.
Решение:
Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях. Коэффициенты для восстановителя и окислителя идентичны для продуктов окисления и восстановления. . Коэффициент перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором.

а) HNO₃ + Ca  ⇔ NH4NO₃ + Ca(NO₃)₂ + H₂O

Уравнения электронного баланса:



Ионно-молекулярное уравнение:

4Са⁰ +  N⁵⁺  =  4Са²⁺ + N^3-

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов восемь. Разделив это число на 8, получаем коэффициент 1 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 8 на 2 получаем коэффициент 4 для восстановителя и продукта его окисления. Молекулярное уравнение реакции: 

10HNO₃ + 4Ca ⇔ NH₄NO₃ +4Ca(NO₃)₂ + 3H₂O

В данной реакции: Са – восстановитель, HNO₃ – окислитель; Са окисляется до Ca(NO₃)₂, HNO₃ – восстанавливается до NH4NO₃.

б) K₂S + KMnO₄ +Н₂SO₄ ⇔ S + K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O

Уравнения электронного баланса:



Ионно-молекулярное уравнение:

5S^2- +  2Mn⁷⁺  =  5S⁰ + 2Mn²⁺

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов десять. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Молекулярное уравнение реакции: 

5K₂S + 2KMnO₄ + 8Н₂SO₄ ⇔  5S + 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 8H₂O

В данной реакции: К₂S – восстановитель, KMnO₄ – окислитель; К₂S окисляется до К₂SO₄, KMnO₄ – восстанавливается до MnSO₄.



Задание 245.

http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/938-elektrodnye-potentsialy-metallov-zadaniya-241-245


Марганцевый электрод в растворе его соли имеет потенциал -1,23 В. Вычислите концентрацию ионов Мn²⁺ (моль/л). Ответ. 1,89 . 10-2 моль/л.
Решение:
Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:



Е⁰ – стандартный электродный потенциал металла; n – число электронов, принимающих участие в процессе; с – концентрация ионов металла в растворе его соли (при точных вычислениях – активность). Так как уменьшение потенциала цинка равно 0,015 В, то используя уравнение Нернста, получим выражение для расчета концентрации ионов Mn2+ в растворе:



Ответ. 1,89 ^. 10-2 моль/л.

• 
  
  

Задание 269. http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/944-elektroliz-electrolysis-uravnenie-faradeya-zadaniya-268-270


Электролиз раствора СuSO₄ проводили с медным анодом в течение 4 ч при силе тока 50 А. При этом выделилось 224 г меди. Вычислите выход по току (отношение массы выделившегося вещества к теоретически возможной). Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах в случае медного и угольного анодов. Ответ: 94,48%.
Решение:
Массу теоретического выхода меди вычислим из уравнения Фарадея, имея в виду, что 4 ч = 14400 с и М_Э(Cu) = 31,77 г/моль, получим:

m(Cu) = М_Э(В) ^. I ^.  t/F = 31,77 ^.50 ^.14400/96500 = 237,04 г.

Здесь m(B) – масса выделившегося вещества, г; М_Э(В) – масса эквивалента вещества, г/моль; I – сила тока,  А;  t – время, с; F – число Фарадея, 96500 Кл/моль.

Выход по току (отношение массы выделившегося вещества к теоретически возможной) равен:



Стандартный электродный потенциал системы Cu²⁺ + 2    = Cu⁰ (+0,34 В) значительно положительнее потенциала водородного электрода в кислой среде (0,00 В). В  этом случае при электролизе соли на угольных электродах, на катоде будет происходить электрохимическое восстановление меди Cu²⁺:

Cu²⁺ + 2    = Cu⁰

 

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода:

2Н₂О - 4    = О₂↑ + 4Н⁺,

поскольку, отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (+1,23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (+2,01 В), характеризующий систему: 2SO₄^2- - 2    = 2S₂O₈^2-. Ионы SO₄²-, движущиеся при этом к аноду, будут накапливаться  в анодном пространстве.

При электролизе медного купороса на медном аноде на катоде будет электрохимическое восстановление меди Cu2+. На аноде будет происходить электрохимическое окисление меди, приводящее к выделению в анодное пространство ионов Cu2+, поскольку  отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (+0,34 В) значительно ниже, чем стандартный потенциал (+1,23 В), характеризующий систему

2Н₂О - 4    = О₂↑ + 4Н⁺

т. е. в данном случае при электролизе будет происходить растворение медного анода и отложение меди на катоде. Электрохимические процессы при данном типе электролиза:

Катод: Cu²⁺ + 2    = Cu0;
Анод: Cu⁰ - 2    = Cu²⁺

 

Ответ: m% = 94,49%.



Задание 285. http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/951-zashchita-metallov-ot-korrozii-zadachi-284-286


В чем сущность протекторной защиты металлов от коррозии? Приведите пример протекторной защиты железа в электролите, содержащем растворенный кислород. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
Решение:
Для предотвращения коррозии стальных конструкций применяется протекторная защита: создаётся электрический контакт защищаемой конструкции с протектором – более активным металлом (обычно Zn, Mg, Al или их сплавы). При таком контакте возникает гальваническая пара типа Zn — Fe и коррозии подвергается протектор, а не сама стальная конструкция (трубопровод, корпус корабля и т.п.). Например, корпус корабля защищают протектором – цинковые брусья, которые крепят в нескольких местах днища корабля. Под действием морской воды и  кислорода  цинк разрушается, а корпус корабля защищается, таким образом, от коррозии. При этом протекают следующие электрохимические процессы:

Анодный процесс:Zn⁰ - 2    = Zn²⁺;
Катодный процесс:
        а) в нейтральной или щелочной среде: 1/2O₂ + H₂O + 2    = 2OH^-;
        б) в кислой среде: 1/2O₂ + 2H⁺ + 2    = H₂O

Таким образом, цинк разрушается, окисляясь до ионов Zn2+, которые с гидроксильными ионами образуют нерастворимый гидроксид Zn(OH)2 или в виде ионов Zn2+ уходит в раствор, если реакция среды кислая. Основной металл остаётся неповреждённым. 



Задание 310 http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/961-formuly-kompleksnykh-soedinenij-zadachi-310-311-317


Из сочетания частиц Сг³⁺, Н₂О, Сl^- и K⁺ можно составить семь координационных формул комплексных соединений хрома, одна из которых [Сг(Н₂O)₆]Сl₃. Составьте формулы других шести соединений и напишите уравнения их диссоциации в водных растворах.
Решение:
Формулы комплексных соединений:

1. [Сr(H₂O)₆]Cl₃ – хлорид гексааквахрома(III);
2. [Сr(H₂O)₅Cl]Cl₂ – хлорид лоропентааквахрома(III);
3. [Сr(H₂O)₄Cl₂]Cl – хлорид дихлоротетрааквахрома(III);
4. [Сr(H₂O)₃Cl₃] – трихлоротриаквахром;
5. К[Сr(H₂O)₂Cl₄] – тетрахлородиаквахромат(III) калия;
6. К₂[Сr(H₂O)Cl⁵] –  пентахромоаквахромат(III) калия;
7. К₃[СrCl₆]- гексахлорохромат(III) калия.

Уравнения диссоциации комплексных соединений:

1. [Сr(H₂O)₆]Cl₃ ⇔ [Сr(H₂O)₆]³⁺ + 3Сl^-;
2. [Сr(H₂O)₅Cl]Cl₂ ⇔ [Сr(H2O)5Cl]²⁺ + 2Cl^-;
3. [Сr(H₂O)₄Cl₂]Cl   ⇔  [Сr(H2O)4Cl2]^- +Cl^-
4. [Сr(H₂O)3Cl₃]  – неэлектролит, поэтому не диссоциирует;
5. К[Сr(H₂O)₂Cl₄] ⇔ К⁺ + [Сr(H2O)2Cl4]^-;
6. К₂[Сr(H₂O)Cl₅] ⇔ 2К⁺ + [Сr(H2O)Cl5]^2-;
7. К₃[СrCl₆] ⇔ 3К+ + [СrCl6]3-.








Задание 345 http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/966-zhestkost-vody-i-metody-ee-ustraneniya-zadachi-344-346


Какую массу карбоната натрия надо прибавить к 400 л воды, чтобы устранить жесткость, равную 3 ммоль/л. .Ответ: 63,6 г.
Решение:
Молярная масса эквивалента Na₂CO₃ = M/2 = 106/2 = 53 г/моль. Массу карбоната натрия, необходимую для устранения жёсткости находим из формулы: 

Ж = m(В)/[M_Э(В).V], где

m – масса вещества В, обуславливающая жёсткость воды, мг; M_Э(В) – молярная масса эквивалента вещества В, мг/моль; V – объём воды, л.

Отсюда

m(В) = Ж ^. M_Э(В) ^. V; m(Na2CO3) = 3 ^. 53.400 = 63600 мг или 63,6 г.

Ответ: 63,6 г.



Задание 375 http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/983-svojstva-mineralnykh-kislot-zadaniya-372-375-384


Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет серная кислота? Напишите уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием и концентрированной - с медью. Укажите окислитель и восстановитель.
Решение:
Серная кислота обладает окислительными свойствами, если её концентрация превышает 70%. Только при концентрации больше 70% принято говорить о специфических свойствах H₂SO₄ как окислителя. Серная кислота проявляет окислительные свойства, потому что атом серы в ней находится в своей высшей степени окисления +6 и может только присоединять электроны, т.е. уменьшать свою степень окисления. Разбавленная серная кислота в реакциях с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов левее водорода, взаимодействует с ними с выделением водорода. При этом происходит изменение степени окисления атомов водорода, образующих ион Н⁺, а не атомов серы. С металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода разбавленная серная кислота не взаимодействует.

Уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием и концентрированной - с медью:

а) взаимодействие разбавленной серной кислоты с магнием:
Уравнения электронного баланса:



Ионно-молекулярное уравнение:

Mg⁰ + 2H⁺ = Mg²⁺ + H₂⁰

Молекулярное уравнение реакции:

Mg⁰ + H₂SO₄ = MgSO₄+ H₂↑

Магний увеличивает свою степень окисления от 0 до +2, т. е. является восстановителем, а водород окислитель, потому что уменьшает свою степень окисления от +1 до 0.

б) взаимодействие концентрированной серной кислоты с медью:

Уравнения электронного баланса:



Ионно-молекулярное уравнение:

Cu⁰ + S⁶⁺ = Cu²⁺ + S⁴⁺

Молекулярное уравнение реакции:

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄+ SO₂↑ + 2H₂O



Задание 395 http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/995-kompleksnye-iony-rtuti-i-serebra-zadaniya-395-397-730-g


При постепенном прибавлении раствора КI к раствору Нg(NO₃)₂ образующийся вначале осадок растворяется. Какое комплексное соединение при этом получается? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.
Решение:
При постепенном прибавлении раствора KI к раствору Нg(NO₃)₂ образуется осадок йодида ртути:

2KI + Hg(NO₃)₂ = HgI₂↓ + 2KNO₃ (молекулярная форма);
2I^- + Hg²⁺ = HgI₂↓ (ионно-молекулярная форма)

Образовавшийся осадок HgI₂ растворяется в избытке КI, потому что образуется комплексный ион [HgI₄]^2-:

HgI₂ + 2KI = K₂[HgI₄] (молекулярная форма);
HgI₂ +2I- = [HgI₄]^2- (ионно-молекулярная форма)







Задание 435(ш)

http://buzani.ru/zadachi/organicheskaya-khimiya/1002-dienovye-uglevodorody-diolefiny-ili-alkadieny-zadaniya-435-sh-438-sh-444-sh


Полимером какого непредельного углеводорода является натуральный каучук? Напишите структурную формулу этого углеводорода. Как называют процесс превращения каучука в резину? Чем по строению и свойствам различаются каучук и резина? 
Решение:
Натуральный каучук является полимером изопрена (2-метилбутадиен-1,3). Структурная формула изопрена имеет вид:



Каучук представляет собой полимер, макромолекула которого построена из периодически повторяющихся углеводородных групп (изопреновых для натурального каучука). При большой длине молекулы энергетически наиболее выгодна скрученная форма молекулы. При наложении внешней силы молекулы частично распрямляются, но при снятии напряжения снова стараются прийти в исходное состояние, этим объясняется эластичность полимерной цепи каучука. Молекулярная масса каучука около 1 500 000, однако, цифра эта является усреднённой молекулярной массой, поскольку каучук представляет собой смесь однотипно построенных молекул с различной длиной цепи.

Процесс превращения каучука в резину называют вулканизацией. В результате обработки серой, хлоридом серы (I) S₂Cl₂ или другими серосодержащими веществами каучук вулканизируется – превращается в эластичную массу, называемую вулканизованным каучуком или резиной (0,5-5% серы). Вулканизация обусловлена образованием мостикоподобных связей (—S— и —S—S—) между отдельными линейными цепями каучука, что приводит к утрате им пластичности, но увеличению прочности, эластичности и т.д. При большом числе таких мостиков образуется твёрдый вулканизат – эбонит (30-50% серы).

http://reshchem.ucoz.ru/load/obshchaya_i_neorganicheskaya_himiya/shimanovich_i_l_himiya_metodicheskie_ukazaniya_programma_reshenie_tipovyh_zadach_2003_g/4-44