1.4.1.Окислительно–восстановительные реакции (овр)

Степень окисления. Важнейшие окислители и восстановители. Окислительно– восстановительная двойственность. Классификация ОВР. Составление ОВР методами электронного и ионно-электронного баланса (полуреакций). Влияние среды раствора на протекание ОВР. Расчет молярной массы эквивалента окислителя и восстановителя. Изменение окислительно-восстановительных свойств веществ, в связи с положением элементов в группах и периодах.

1.4.2.Электрохимические процессы

Понятие об электродных потенциалах. Стандартный водородный электрод, ряд стандартных электродных потенциалов. Зависимость величины стандартного электродного потенциала от концентрации и температуры. Уравнение Нернста. Гальванический элемент Даниеля-Якоби. Электродвижущаяся сила, ее определение. Возможность и направления протекания ОВР. Расчет изменения энергии Гиббса в результате ОВР. Практическое использование гальванических элементов.

1.4.3.Электролиз

Электролиз как окислительно-восстановительный процесс. Электролиз расплавов и водных растворов электролитов. Электролиз с нерастворимыми и растворимыми анодами. Потенциал разложения. Понятие о перенапряжении. Практическое использование электролиза. Аккумуляторы. Электролитическое получение и рафинирование металлов. Основы гальванических методов нанесения металлических покрытий.

1.4.4.Коррозия металлов

Основные виды коррозии. Химическая коррозия. Электрохимическая коррозия. Борьба с коррозией металлов. Методы защиты металлов от коррозии. Изоляция металлов от агрессивной среды, защитные покрытия. Электрохимические методы защиты: протекторная, катодная защита. Изменение свойств коррозионной среды: ингибиторы коррозии.

Информационная часть

Основная литература

1. Н.С. Ахметов. Общая и неорганическая химия. М.: «Высшая школа», 1998.

2. М.Х. Карапетьянц, С.И.Дракин. Общая и неорганическая химия. М.: «Химия», 1992.

3. Общая химия в формулах, определениях, схемах./Под ред. В.Ф.Тикавого.- Мн.: изд-во БГУ, 1987.

4. Д.А. Князев, С.Н. Смарыгин. Неорганическая химия.- М.:ВШ, 1990.

5. Н.В. Коровин. Курс общей химии.- М.:ВШ, 1990.

6. Задачи и упражнения по общей химии./Под ред. Проф. Коровина Н.В.-М.:ВШ, 2003.

7. Л.М. Романцева и др. Сборник задач и упражнений по общей химии.-М.:ВШ, 1980.

8. Л.М. Витинг, Л.А. Резницкий Задачи и упражнения по общей химии.-М.:МГУ, 1995.

9. М.М. Жарский, А.Л. Кузьменко, А.Л. Орехова С.Е. Теоретические основы химии. Сборник задач. Мн., 2004

Дополнительная

1. Я.А. Угай Общая химия.- М.:ВШ, 1984.

2. Г.П. Хомченко, И.К. Цитович Неорганическая химия.- М.:ВШ, 1978.

3. Н.Л. Глинка Общая химия.- Л.:Химия, 1990.

4. Н.Л. Глинка Задачи и упражнения по общей химии.- Л.:Химия, 1988.

5. Б.В. Некрасов Основы общей химии.- М.: Химия, 1973.

Контрольные задания

Стехиометрические законы

Контрольные задания 1-10.

1. Определите молярную массу эквивалента металла, если 0,327 г его вытесняют из раствора соляной кислоты 112 мл водорода при н. у.

2. Какое количество вещества эквивалента содержится в 490 г H₂S0₄, в 980 г Н₃Р0₄? (Фосфорная кислота при этом реагирует с образова­нием гидрофосфата.)

3. На окисление кремния расходуется 16 г кислорода. Вычис­лите масс су хлора, необходимую для окисления такой же массы кремния.

4. При взаимодействии 22,48 г металла с разбавленной серной кислотой израсходовано 19,6 г H₂S0₄. Вычислите молярную массу эквивалента металла.

5. На восстановление 11,925 г оксида металла израсходовано 3,336 л водорода при н. у. Вычислите молярную массу эквивалента металла.

6. Массовая доля металла в хлориде составляет 73,8 %. Опреде­лите молярную массу эквивалента металла.

7. Используя закон эквивалентов, определите массу оксида железа (III), образовавшуюся в результате окисления 3,72 г железа кислородом.

8. Сколько граммов цинка надо взять, чтобы получить такой же объем водорода, который выделяется при взаимодействии 2,792 г желе­за с соляной кислотой?

9. Молярная масса эквивалента металла 23 г/моль. Вычислите массовую долю металла в его оксиде.

10. На реакцию с 2,94 г ортофосфорной кислоты израсходовано 3,36 г гидроксида калия. Определите молярную массу эквивалента Н₃Р0₄ в этой реакции? Какая соль при этом получится?

Методические рекомендации:

Количество вещества n(x) можно рассчитать по формулам:

для газов

(молярный объем газа)

; ; (постоянная Авогадро)

закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ (m₁,m₂) пропорциональны молярным массам их эквивалентов (М_Э1,М_Э2)

m₁ Mэ₁ m₁ m₂

—— = ——— < = > —— = ——

m₂ М_Э2 M_Э1 М_Э2

Количество моль - эквивалентов веществ в реакции равны между собой.

n _экв1 = n_экв2

Для реакций с участием газов используют молярный объем эквивалента – это объем, занимаемый 1 моль-эквивалентом газа.

Математическая запись закона через эквивалентный объем:

m_в-ва V_газа m_в-ва М_Эв-ва

—— = —— <=> —— = ——

M_Эв Vэ_газа V_газа V_Эг

;

N _Ме – число атомов металла

n_{0 Ме} – степень окисления металла

Основные классы неорганических соединений

Контрольные задания

11-20. а) Составьте формулы всех солей, соответствующих гидроксидам, приведенным в вашем задании.

б) напишите уравнение реакций их получения из кислоты и основания в молекулярной и ионной форме. Для амфотерных гидроксидов необходимо составлять формулы их солей, образованных как при реакциях с кислотами так и с основаниями.

11. Fe (OH)₂ LiOН H ₂SO₄

12) Sr (OH)₂ NH₄ OH H₂S

13) Mg (OH)₂ RbOH H₃AsO₄

14) Ca (OH)₂ KOH H₂Si O₃

15. Cu (OH)₂ Li OH H₂CO₃

16. Ni (OH)₃ CsOH HNO₃

17. Co (OH)₃ NaOH HNO₂

18. Fe (OH)₃ KOH H₂SeO₄

19. Zn (OH)₂ NaOH HCl

20. Al (OH)₃ KOH HBr

См. приложение 1, таблица 1

приложение 2, таблица 2

Методические рекомендации:

ПРИМЕР: Составить формулы всех возможных солей, образованных Ca(OH)₂ и Н₃РО₄. Дать названия.

Гидроксид кальция диссоциирует с образованием двух основных остатков

C a(OH)₂ ↔ OH^-+CaOH⁺ I ступень

+

CaOH⁺ ↔ OH^-+Ca²⁺ II ступень

____________________

Ca(OH)₂ ↔ Са²⁺+2OH^- Суммарное уравнение

Ортофосфорная кислота дает при диссоциации три кислотных остатка

Н₃РО₄ ↔ H⁺+Н₂РО I ступень

+ Н₂РО ↔ H⁺+НРО II ступень

Н₂РО ↔ H⁺+НРО III ступень

____________________

Н₃РО ↔ 3H⁺+РО Суммарное уравнение

Возможно образование 4х солей (средней, 2х кислых и одной основной).

Составляем формулы солей исходя из электронейтральности молекул.

1) Ca(OH)₂ + 2H₃PO₄  Ca(H₂PO )₂+2H₂O

Ca(OH)₂ + 2H₃PO₄  Ca²⁺+2H₂PO +2H₂O

2) Ca(OH)₂ + H₃PO₄  CaHPO +2H₂O

3) 3Ca(OH)₂ + H₃PO₄  (CaOH)₃ PO +3H₂O

3Ca(OH)₂ + H₃PO₄  3CaOH⁺+PO +3H₂O

4) 3Ca(OH)₂ + 2H₃PO₄  Ca₃ (PO₄)₂+6H₂O

Строение атома

Контрольные здания 21-30.

а) Составьте электронную и электронно-графическую формулу атома элемента указанного в вашем задании

б) Для наружного не спаренного электрона укажите значения четырех квантовых чисел

в) Укажите число электронов на предвнешнем уровне

г) Сколько подуровней включает внешний уровень?

д) Составьте электронные формулы возможных возбужденных состояний атомов

е) Укажите число протонов и неитронов в атомах наиболее распространенных нуклидов элемента

ж) Какова максимальная валентность элемента?

з) Напишите формулы высших оксидов и водородных соединений

21) германий

22) сурьма

23) молибден

24) иод

25) свинец

26) висмут

27) гафний

28) серебро

29) ниобий

30) цирконий

М

3 p

3 d

етодические указания:

3 s

П РИМЕР: Кремний

а ) ₁₄Si[Ne]3s²3p²

б) n=3

l=1

m_l=0

m_s =

в) 8ē

г ) 3 подуровня

д ) ₁₄Si^* [Ne]3s¹3p³

е) Р = 14; N =28 -14 = 14

ж) IV 3 s 3 p 3 d

з) SiO₂; SiH₄

Периодический закон

Контрольные задания31-40.

Проанализируйте изменения, радиусов атомов, энергий ионизации, электроотрицательностей, металлических свойств и степеней окисления в соответствии с вашим вариантом. Каковы закономерности этих изменений при движении по группе сверху вниз или по периоду слева направо? Как изменяется в этом направлении характер их оксидов и гидроксидов?

31) элементы 2 периода

32) элементы 3 периода

33) элементы 4 периода

34) элементы 5 периода

35) элементы 6 периода

36) элементы 2А группы

37) элементы 3А группы

38) элементы 4А группы

39) элементы 5А группы

40) элементы 6А группы

Равновесия в гетерогенных системах

Контрольные задания41-50.

а) Напишите выражение константы гетерогенного химического равновесия для приведенной в вашем задании химической реакции.

б) Проанализируйте, в какую сторону сместится равновесие данной системы:

1) при повышении температуры,

2) при увеличении давления,

3) при уменьшении концентрации исходных веществ.

4 1) FeO_(к) + CO_(г) Fe _(к) + CO_2(г)

4 2) C_(к) + 2H₂O_(г) CO_2(r) + 2H_2(г)

4 3)CuO_(к) + H_2(г) Cu_(к) + H₂O_(г)

4 4) 2Mg_(к) + CO_2(г) 2MgO_(к) + C_(к)

4 5) 2S_(к) + 2H₂O_(г) O_2(г) + 2H₂S_(г)

4 6) Fe O_(к) + H_2(г) Fe_(к) + H₂O_(г)

4 7) 2C_(к) + O_2(г) 2CO_(г)

4 8) 4Fe_(к) + 3O_2(г) 2Fe₂O_3(к)

4 9) MgO_(к) + CO_2(r) MgCO_3(к)

5 0) 2Al_(к) + 3Cl_2(r) 2AlCl_3(к)

При расчете теплового эффекта реакции пользуйтесь таблицей № 3. Приложение 3.

Растворы

Контрольные задания 51- 60.

51) Вычислить молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалентов и моляльность вещества в растворе, в котором массовая доля сульфата меди (II) равна 15 % (ρ = 1,108 г/см³).

52) В одном литре воды растворено 75 г карбоната натрия (ρ = 1,07 г/см³). Определить массовую долю, молярную концентрацию и титр растворенного вещества.

53) Сколько миллилитров 8,5 %-го раствора (ρ = 1,08 г/см³) гидросульфата натрия можно перевести в сульфат натрия с помощью 200 см³ 1,5 н раствора гидроксида натрия?

54) Какой объем 0,1 н раствора гидроксида калия следует прибавить к 16,2 г 5 %-го раствора гидрокарбоната калия для образования карбоната калия?

55) Какой объем 0,3 н ортофосфорной кислоты должен прореагировать с 25 г 4 %-го раствора гидроксида натрия для образования дигидроортофосфата натрия?

56) К 100 мл 96 %-й серной кислоты (ρ = 1,835 г/см³) прибавили 400 мл воды. Получился раствор плотностью 1,220 г/см³. Вычислить массовую долю и молярную концентрацию эквивалентов раствора серной кислоты.

57) Какой объем 0,03 н раствора серной кислоты должен прореагировать с 25 мл 8 %-го (ρ = 1,08 г/см³) раствора гидроксида натрия для получения гидросульфата натрия?

58) Какой объем 0,2 н раствора соляной кислоты должен прореагировать с 200 мл 5 %-го раствора гидроксида бария (ρ = 1,05 г/см³) для получения хлорида гидроксобария?

59) Какой объем 0,2 н раствора карбоната натрия следует прибавить к 196 г 2,5 %-го раствора гидроксида бария для получения карбоната бария?

60) В какой массе воды надо растворить 67,2 л хлороводорода (н.у.), чтобы получить 9 %-ый раствор хлороводородной кислоты?

Методические указания:

Способы выражения концентрации растворов.

Массовая доля растворенного вещества ω (х) показывает массу вещества, содержащаюся в 100 г раствора.

ω(х)= ; (растворителя)

в процентах

ω(х)= •100%

Молярная концентрация эквивалента показывает число моль растворенного вещества, содержащееся в 1 литре раствора

С_м= С_м=

Молярная концентрация эквивалента показывает число

моль - эквивалентов, содержащееся в 1л. раствора

Растворы сильных и слабых электролитов

Контрольные задания 61 – 70

.61. Вычислите количество ионов водорода в 1 литре 2н раствора серной кислоты и в 100 г 10%-ного раствора азотной кислоты.

62. 2 мл 8%-ного раствора соляной кислоты (р = 1,039 г/мл) разбавили водой до 2 литров. Определите концентрацию ионов водорода и хлорид-ионов в полученном растворе.

63. Рассчитайте степень диссоциации синильной кислоты в 1 М, 0,01 М и 0,001 М растворах.

64. Вычислите концентрацию ионов водорода и гидроксид - ионов в 0,01%-ном растворе гидроксида бария (р = 1 г/мл), считая, что гидроксид диссоциирует нацело в одну ступень.

65. 20 мл 36%-ного раствора гидроксида калия (р =1,356 г/мл) разбавили до 500 мл водой. Определите рН образовавшегося раство­ра, считая, что гидроксид натрия в водном растворе диссоциирует полностью.

66. Сколько граммов гидроксида калия содержится в 1 л раство­ра, рН которого составляет 12?

67. Вычислить степень диссоциации и рН раствора азотистой кислоты в 0,5 М растворе.

68. Вычислить рН раствора, если концентрация ионов ОН^- (моль/л) равна: 2,5·10^-5; 1,0·10^-7; 5,0·10^-3.

69. Вычислите концентрацию цианид-ионов в 0,01 М растворе синильной кислоты. Как изменится концентрация этих же ионов, если рН раствора HCN будет равен 3?

70. К 10 мл 0,05 М раствора NH₄OH прибавили 5 мл 0,05 М раствора НСl. Вычислите рН полученного раствора.

Гидролиз солей

Контрольные задания 71-80.

.Напишите уравнения гидролиза солей, приведенных в вашем задании в молекулярном и ионном виде. Укажите реакцию среды в растворе соли. Напишите выражения для константы и степени гидролиза.

71) бромид цинка, сульфит лития

72) хлорид хрома (III), ортоарсенат калия

73) нитрат свинца (II), гипохлорит кальция

74) фосфат натрия, цианид аммония

75) сульфат меди (II), карбонат цезия

76) перхлорат аммония, силикат натрия

77) сульфат хрома (III), нитрит калия

78) хлорид железа (III), сульфид алюминия

79) ацетат аммония, хлорид железа (II)

80) цианид калия, нитрат цинка

Методические указания:

Гидролизом называется взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита и к изменению рН раствора. Соли гидролизуются по ионам слабых электролитов. Различают 3 случая гидролиза 1) по катиону 2) по аниону 3) по катиону и аниону.

ПРИМЕР. Написать гидролиз сульфата меди (II)

CuSO₄ Cu²⁺ + SO

из приложения (приложение 1, таблица 1) выясняем, что иону Cu²⁺, соответствует слабое основание, а иону SO сильная кислота, поэтому гидролиз идет по катиону:

1 ) Cu²⁺ + НОН CuOH⁺ + H⁺

в избытке ионы Н⁺, что определяет кислую реакцию среды рН < 7

2 ) Cu²⁺ + SO + HOH CuOH⁺ + H⁺ + SO

3 ) 2Cu SO₄ + 2HOH (CuOH)₂ SO₄ + H ₂SO₄

Кв – константа воды

Кк – константа кислоты

С_соли - молярная концентрация соли;

;

.

Комплексные соединения

Контрольные задания 81-90.

В соответствии с номером вашего задания определите заряды комплексообразователя, внутренней и внешней сферы, координационное число комплексообразователя. Напишите выражение общей константы нестойкости комплексного иона. Дайте названия.

81) K[Cr(H₂O)₂Cl₄] K₂[Hg(CN)₄]

82) [Co(NH₃)₆]Cl₃ Na₂[Sn(OH)₆]

83) [Pt(NH₃)₂Cl₂] K[Al(OH)₄]

84) Na₂[Cu(CN)₄] Na₂[Sn(OH)₄]

85) K₄[Co(C₂O₄)₃] [Ni(NH₃)₆]Cl₂

86) [Co(NH₃)₄Cl₂]NO₂ K₂[HgCl₄]

87) K Na₃[Ag(S₂O₃)₂] [Fe(NCS)(H₂O)₅]Cl₂

88) Ca₂

89) [Pt(NH₃)₃Cl]Cl K₂[CdI₄]

90) [Fe(NCS)(H₂O)₅]Cl₂

Методические указания:

Основные положения координационной теории А. Вернера

1) Комплексное соединение включает внутреннюю и внешнюю сферы, (внутренняя сфера заключена в квадратные скобки).

2) Центральное место во внутренней сфере занимает комплексообразователь, вокруг которого координированы лиганды.

3) Заряд внутренней сферы определяется как алгебраическая сумма зарядов комплексообразователя и лигандов.

4) Заряд внутренней сферы равен заряду внешней сферы, но противоположен по знаку.

5) Число мест во внутренней сфере комплекса, которые могут быть заняты лигандами, называется координационным числом.

НАПРИМЕР: Na₃ гексанитрокабальтат (ІІІ) натрия комплексообразователь Со³⁺

Лиганды 6 NO

Внутренняя сфера

Внешняя сфера 3Na⁺

Координационное число равно 6

Na₃ 3Na⁺ + I ступень

Со³⁺+6NО II ступень

Окислительно-восстановительные реакции

Контрольные задания 91-100.

Составьте электронные уравнения и подберите коэффициенты в реакциях, соответствующих вашему заданию. Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя. Вычислите ЭДС реакций, (см. приложение 4, таблица 4)

91) H₂S + KMn0₄ + H₂S0₄ → S + MnSO₄ + K₂SO₄ + Н₂0

92) Pb0₂ + MnS0₄ + HN0₃ → PbS0₄↓ + HMn0₄ + Pb(N0₃)₂ + H₂0

93) PbO₂ + HCl → PbCl₂ + Cl₂ + H₂O

94) CrCl₃ + NaOH + H₂0₂ → Na₂СrO₄ + NaCl + H₂0

95) PbS + HNO₃ → PbSO₄ + NO₂ + H₂O

96) Zn + H₃AsO₃ + H₂SO₄ → AsH₃ + ZnSO₄ + H₂O

97) Mn(OH)₂ + Cl₂ + KOH → MnO₂ + KCl + H₂O

98) PbS + HNO₃ → PbSO₄ + NO₂ + H₂O

99) Na₂Cr₂O₇ + H₂S + HCl → CrCl₃ + S + NaCl + H₂O

100) KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O → MnO₂ + Na₂SO₄ + KOH

Методические указания:

ПРИМЕР:

K ₂Cr O₇ + 6HCl^- + 8HCl 2Cr⁺³Cl₃+3Cl +2KCl+7H₂O

на воста- на связы-

новление вание

2 Cr⁺⁶ +6ē = 2Cr⁺³ 1

2Cl^- - 2ē = Cl 3

M_экв.K₂Cr₂O₇ = г/моль

М_экв.HCl= г/моль

Химия элементов

Контрольные задания 101-110.

101)Химические свойства соединений элементов ІА – группы и их применение в пищевой промышленности, технике, в быту.

102) Химические свойства соединений элементов ІІ А – группы и их применение в пищевой промышленности, технике, в быту.

103) Химические свойства соединений элементов ІІІ А – группы и их применение в пищевой промышленности, технике, в быту.

104) Химические свойства соединений элементов ІV А – группы и их применение в пищевой промышленности, технике, в быту.

105) Химические свойства соединений элементов V А – группы и их применение в пищевой промышленности, технике, в быту.

106) Химические свойства соединений элементов VІА – группы и их применение в пищевой промышленности, технике, в быту.

107) Химические свойства соединений элементов VIIА – группы и их применение в пищевой промышленности, технике, в быту.

108)Химические свойства соединений элементов IБ,IIБ,III Б- групп и их применение в пищевой промышленности, технике, в быту.

109) Химические свойства соединений элементов ІVБ,VБ,VI Б- групп и их применение в пищевой промышленности, технике, в быту.

110) Химические свойства соединений элементов VIІБ,VIII Б- групп и их применение в пищевой промышленности, технике, в быту.

Приложение 1.

Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных растворах (при 289 К)

Таблица 1

Электролит	Кд	Электролит	Кд
Азотистая кислота HNO2	4,6*10-4	Аммония гидроксид NH4 OH	1,8*10-5
Алюминиевая кислота НАlO2	К1=6*10-13	Вода Н2О	1,8*10-16
Борная кислота Н3ВО3	К1=5,8*10-10 К2=1,8*10-13 К3=1,6*10-14	Алюминия гидроксид А1(ОН)3	К3=1,38*10-9
Бромноватистая кислота НОВг	2,1*10-9	Железа (II) гидроксид Fe(OH)2	К2=1,3*10-4
Кремниевая кислота H2SiO3	К1=2,2*10-10 К2=1,6*10-12	Железа (III) гидроксид Fe(OH)3	К2=1,82*10-11 К3=1,35*10-12
Муравьиная кислота НСООН	1,8*10-4	Меди гидроксид Сu(ОН)2	К2=3,4*10-7
Селеноводородная кислота H2Se	К1=1,7*10-4 К2=1*10-11	Никеля гидроксид Ni(OH)2	К2=2,5*10-5
Сернистая кислота H2S03	К1=1,7*10-2 К2=6,3*10-8	Серебра гидроксид AgOH	1,1*10-4
Сероводородная кислота H2S	К1=1,1*10-7 К2=1,10-14	Свинца гидроксид РЬ(ОН)2	К1=9,6*10-4 К2=3*10-8
Теллуристая кислота Н2ТеO3	К1=3*10-3 К2=2*10-8
Теллуроводородная кислота Н2Те	К1=1*10-3 К2=1*10-11
Угольная кислота Н2СO3	К1=4,5*10-7 К2=4,8*10-11	Хрома гидроксид Сг(ОН)3	К3=1*10-10
Уксусная кислота СН3СООН	1,8*10-5	Цинка гидроксид Zn(OH)2	К1=4,4*10-5 К2=1,5*10-9
Хлорноватистая кислота НОС1	5*10-8	Кадмия гидроксид Cd(OH)2*	К2=5*10-3

Приложение 3

Термодинамические характеристики

некоторых веществ при (298К)

Таблица 3

Вещество	ΔН , кДж/моль	S, Дж/(моль*К)
Al2O3(к)	-1676	50,94
Al2(SO4)3k	-343,78	239,1
CO(r)	-110,5	197,54
CO2(r)	-393,51	213,68
CH4(r)	-74,85	186,19
C2H4(r)	52,28	219,4
FeO(к)	-263,8	58,79
Fe(к)	0,00	27,15
Fe2O3(к)	-822,16	89,96
H2(r)	0,00	130,58
H2O(r)	-241,82	188,7
H2O(ж)	-285,84	70,08
H2S(r)	-20,17	205,6
HNO3(ж)	-174,3	156,6
MgO(к)	-601,24	26,94
Mg(NO3)2(к)	-789,6	164,0
NO(r)	90,37	210,62
NO2(r)	33,5	240,45
O2(r)	0,00	205,00
SO2(r)	-296,9	248,1
S(к, ромб)	0,00	31,88
MgCO3(к)	-1096	65,1
AlCl3(к)	-704,2	109,3
HCl(r)	-92,3	186,7
Cl2(r)	0	223

Приложение 4 Стандартные окислительноосстановительные

потенциалы (Т=298К)

Таблица 4

Элемент / Электродный процесс Е^о, В

Mn MnO +8H⁺+5ē= Mn²⁺+4H₂O 1,510

MnO +2H₂O+3ē= MnO +4OH^- 0,60

MnO +ē= MnO 0,56

O H₂O₂+2H⁺+2ē= 2H₂O 1,78

O₂+2H⁺+2ē = H₂O₂ 0,68

Br Br_2(ж)+2ē=2Br^- 1,07

J J_2(k)+2ē=2J^- 0,54

Cl Cl₂+2ē=2Cl^- 1,36

ClO^-+H₂O

Cr Cr₂O +14H⁺+6ē=2Cr⁺³+7H₂O 1,33

Zn Zn²⁺+2ē=Zn -0,76

N HNO_3(p)+9H⁺+8e=NH +3H₂O +0,920

NO +2H⁺+2ē=NO +H₂O +0,94

NO +2H⁺+2e=NO+H₂O 1,03

S SO + H₂O+2e=SO +2OH^- -0,93

Fe Fe³⁺+ē=Fe²⁺ 0,77

P H₃PO₄+8H⁺+8ē=PH₃+4H₂O -0,281

H₃PO₄+2H⁺+2ē=H₃PO₄+H₂O -0,28

Pb Pb²⁺+2ē=Pb -0,13

Учебное издание

Апанович Зинаида Васильевна