Тяжелые конструкционные металлы

⇐ ПредыдущаяСтр 21 из 21

Тяжелыми называют металлы, у которых плотность d > 5г/см³. Это - Хром (Cr), марганец (Mn), железо (Fe), кобальт (Co), никель (Ni).

Хром

Природная смесь содержит стабильные изотопы хрома: ⁵⁰₂₄Cr (4,31 %); ⁵²₂₄Cr (83,76 %); ⁵³₂₄Cr (9,55 %); ⁵⁴₂₄Cr (2,38 %). Свое название он получил от греческого “хрома” – краска, так как все соединения хрома окрашены. На внешнем энергетическом уровне атома хрома находится один s^– электрон, что обуславливает металлический характер элемента.

Нахождение в природе. Хром в природе встречается в виде соединений в различных минералах. Наиболее распространен минерал хромит или хромистый железняк FeCr₂O₄. Общее содержание в земной коре составляет 0,03 %.

Получение. Металлический хром получают восстановлением оксида хрома (III) при нагревании с алюминием:

Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Cr,

а также получают электролизом водных растворов соединений хрома.

Физические свойства. Хром – серовато-белый блестящий металл. Из металлов он самый твердый, его плотность 7,2 г/см3. Температура плавления 1855 °С.

Химические свойства. Хром находится в побочной подгруппе VI группы. Хром может проявлять в соединениях различные степени окисления: от +1 до +6; из них наиболее устойчивые соединения хрома со степенью окисления +2, +3, +6. На поверхности хрома находится оксидная пленка Cr₂O₃. Поэтому хром в разбавленных серной и соляной кислотах начинает растворяться не сразу, а после растворения оксидной пленки:

Cr + 2H⁺ = Cr⁺² + H₂.

В азотной и концентрированной серной кислотах хром не растворяется, так как его оксидная пленка упрочняется, т. е. хром переходит в пассивное состояние. Пассивацию хрома можно устранить очисткой поверхности металла.

При высокой температуре хром горит в кислороде, образуя оксид Cr₂O₃. Раскаленный хром реагирует с парами воды:

2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂.

Металлический хром при нагревании реагирует также с галогенами, галогеноводородами, серой, азотом, фосфором, углем, кремнием и бором.

Например:

Cr + 2HF = CrF₂+H₂; 2Cr+N₂ =2CrN;

2Cr + 3S = Cr₂S₃; 4Cr + 3Si = Cr₄Si₃.

Оксид хрома (II) CrO растворяется в соляной кислоте:

CrO + 2HCl = CrCl₂ + H₂O.

Оксид хрома (III) Cr₂O₃ по твердости близок к корунду. В лаборатории его получают нагреванием дихромата аммония:

(NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O.

При сплавлении оксида хрома (III) со щелочами образуются хромиты:

Cr₂O₃ + 2NaOH = 2NaCrO₂ + H₂O.

Оксид хрома (VI) CrO₃ сильный окислитель. Окисляет йод, серу, фосфор, уголь. Например:

4CrO₃ + 3S = 3SO₂ + 2Cr₂O₃.

При нагревании до 250 °С разлагается:

4CrO₃ = 2Cr₂O₃ + 3O₂.

СrO₃ легко растворяется в воде, образуя хромовые кислоты. При избытке воды образуется хромовая кислота H₂CrO₄.

CrO₃ + H₂O = H₂CrO₄.

При большой концентрации CrO₃ образуется дихромовая кислота:

2CrO₃ + H₂O = H₂Cr₂O₇,

которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:

H₂Cr₂O₇ + H₂O = 2H₂CrO₄.

В табл. 11.2 представлены важнейшие соединения хрома.

Таблица 11.2

Степень окисления хрома	Свойства оксидов и гидроксидов	Оксид	Гидроксид	Соль
Cr⁺²	основные	CrO Черный	Cr(OH)₂ Желто-коричневый	CrCl₂, CrSO₄ Темный
Cr⁺³	амфотерные	Cr₂O₃ Зеленый	Cr(OH)₃ Серо-синий HCrO₂ - хромистая кислота Сине-фиолетоый	CrCl₃, Cr₂ (SO₄)₃ Серо-голубой KСrO₂ - хромит калия Изумрудно-зеленый
Cr⁺⁶	кислотные	CrO₃ Темно-красный	H₂CrO₄ - хромовая кислота Желтый H₂Cr₂O₇ - дву-хромовая кислота Оранжевый	K₂СrO₄, СаСrO₄ - хроматы Желтый K₂Сr₂O₇, СаСr₂O₇ - дихроматы Оранжевый

Хромовые кислоты существуют только в водном растворе. Однако их соли весьма устойчивы.

Если сопоставить гидроксиды хрома с разной степенью окисления: Cr(OH)₂, Cr(OH)₃, H₂CrO₄, то легко сделать вывод, что с возрастанием степени окисления основные свойства гидроксидов ослабевают, а кислотные - усиливаются.

Гидроксид хрома (II) Cr(OH)₂ получается в виде желтого осадка при действии раствора щелочи на хлорид хрома (II) CrCl₂:

2NaOH + CrCl₂ = Cr(OH)₂ + 2NaCl.

Все соединения хрома (II) довольно неустойчивы и легко окисляются кислородом воздуха в соединения хрома (III). Например:

2Cr(OH)₂ + 0,5O₂ + H₂O = 2Cr(OH)₃.

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃ реагирует с кислотами и щелочами. При растворении в кислотах образуются соли хрома (III):

Cr(OH)₃ + 3H⁺ = Cr³⁺ + 3H₂O.

При растворении Cr(OH)₃ в щелочах образуются гидроксохромиты:

Cr(OH)₃ +NaOH + 2H₂O =Na[Cr(OH)₄(H₂O)₂].

При сплавлении со щелочами получают метахромиты и ортохромиты:

Cr(OH)₃ + NaOH = NaCrO₂ + 2 H₂O,

Cr(OH)₃ + 3NaOH = Na₃CrO₃ + 3H₂O.

При прокаливании гидроксида хрома (III) образуется оксид хрома (III):

2Cr(OH)₃ = Cr₂O₃ + 3H₂O.

Хроматы и дихроматы

Хромовые кислоты образуют два ряда солей: хроматы – так называются соли хромовой кислоты и дихроматы – соли дихромовой кислоты. Хроматы - окрашены в желтый цвет, (цвет хромат-иона CrO₄²^-) дихромат – в оранжевый (цвет дихромат-иона Cr₂O₇²^-). Ионы CrO₄²^- и Cr₂O₇²^- превращаются друг в друга при изменении концетрации водородных ионов по уравнениям:

2CrO₄²^- + 2H⁺ Û Cr₂O₇²^- + H₂O,

Cr₂O₇²^- + 2OH^- Û 2CrO₄²^- + H₂O.

Отсюда видно, что если подкислить раствор, то равновесие будет смещаться в сторону образования дихромат-ионов Cr₂O₇²^- и, наоборот, если добавить щелочи, то равновесие будет смещаться в сторону образования хромат-ионов CrO₄²^-. Хроматы можно превратить в дихроматы и наоборот.

Соли хромовых кислот в кислой среде – сильные окислители:

S⁺⁴ - = S⁺⁶ 3 восстановитель,

2Cr⁺⁶ + = 2Cr⁺³ 1 окислитель .

Сильные окислители, такие, как KMnO₄, (NH₄)₂S₂O₈ в кислой среде переводят соединения Cr(III) в дихроматы:

2Сr⁺³ - ® 2Cr⁺⁶ 1 восстановитель,

Mn⁺⁷+ ® Mn⁺⁴ 2 окислитель .

Применение хрома. Хром незаменим при выплавке высокопрочных, жаростойких, кислотоупорных и нержавеющих сталей. Добавление к сталям 1-2 % хрома значительно увеличивает их твердость и прочность, нержавеющие стали содержат 12 % хрома. Покрытие стальных и железных изделий хромом защищает их от коррозии, придает поверхности большую твердость и красивый внешний вид.

Марганец

Нахождение в природе. В природе распространен стабильный изотоп ⁵⁵₂₅Mn (100 %). Его содержание в земной коре составляет 0,1 %. Наиболее распространены минералы: пиролюзит MnO₂, браунит Mn₂O₃ и гаусманит Mn₃O₄.

Получение. В технике марганец получают электролизом раствора сульфата марганца либо восстановлением оксидом кремния в электрических печах. Используется алюминотермический метод:

3Mn₃O₄ + 8Al = 9Mn + 4Al₂O₃.

Физические свойства. В компактном состоянии марганец светло-серого цвета, в порошкообразном – серовато-черного. Марганец хрупкий металл плотностью 7,44 г/см³, температурой плавления 1244 °С. На воздухе покрывается защитной оксидной пленкой.

Химические свойства. Марганец проявляет переменную степень окисления от +2 до +7. Наиболее характерные из них +2, +3, +4 и +7.

На воздухе марганец покрывается тончайшей оксидной пленкой. При высокой температуре он горит, образуя различные оксиды:

2Mn + O₂ = 2MnO; Mn + O₂ = MnO₂;

4Mn + 3O₂ = 2Mn₂O₃; 3Mn + 2O₂ = Mn₃O₄.

Известен также оксид марганца (VII) Mn₂O₇.

Важнейшие соединения марганца представлены в табл. 11.3.

Самым устойчивым оксидом является MnO₂. Он может проявлять окислительные и восстановительные свойства. Низшие оксиды MnO, Mn₂O₃ являются восстановителями. Высший оксид марганца Mn₂O₇ является окислителем и восстанавливается до MnO₂. Соединения марганца вступают в следующие реакции:

Mn₂O₃ + H₂SO₄ = MnO₂ + Mn SO₄+H₂O,

Mn₂O₃ + 2HNO₃ = MnO₂ + Mn(NO₃)₂ + H₂O,

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O,

4MnO₂ + 3O₂ = 2Mn₂O₇,

Mn₂O₇ + H₂O = 2HMnO₄,

3H₂MnO₄ = MnO₂¯ + 2HMnO₄ + 2H₂O,

2KMnO₄ + H₂SO₄ = Mn₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O.

Таблица 11.3

Степень окисления марганца	Свойства оксидов и гидроксидов	Оксид	Гидроксид	Соль
Mn⁺²	Основные	MnO Серо-зеленый	Mn(OH)₂ Бело-розовый	MnCl₂, MnSO₄ Розовый
Mn⁺³	Основные	Mn₂O₃ Бурый	Mn(OH)₃ Желтый	Mn₂(SO₄)₃ Зеленый
Mn⁺⁴	Амфотерные	MnO₂ Черный	Mn(OH)₄ Бурый H₄MnO₄ - ортомарганцовистая кислота H₂MnO₃ - мета-марганцовистая кислота	MnCl_4,Mn(SO₄)₂ Коричневый K₄MnO₄, СаMnO₄- ортоманганиты, Бурый K₂MnO₃, CaMnO₃ - метаманганиты, Бурый
Mn⁺⁶	Кислотные	[MnO₃] В свободном виде нет	H₂MnO₄ - марганцовистая кислота	K₂MnO₄ - манганат, Зеленый
Mn⁺⁷	Кислотные	Mn₂O₇ Зелено-черный	HMnO₄ - марганцовая кислота	KMnO₄ - перманганат, Фиолетовый

Применение. Основное применение марганец находит в черной металлургии для производства высококачественных сталей. Он придает сталям твердость, прочность, износоустойчивость. Из марганцовистых сталей, содержащих 12-15 % марганца, изготавливают железнодорожные рельсы.

Марганец входит в состав многих сплавов. Сплав манганин состоит из марганца, меди и никеля. Гальванические покрытия марганцем применяются для защиты изделий от коррозии.

Семейство железа

Металлы семейства железа (железо, кобальт, никель) находятся в побочной подгруппе VIII группы. Атомы элементов триады железа имеют на внешнем энергетическом уровне по 2s^– электрона, которые они отдают в химических реакциях. Однако в образовании химических связей участвуют и электроны 3d-орбиталей второго снаружи уровня. В устойчивых соединениях эти элементы проявляют степень окисления +2, +3.

Кобальт и никель менее реакционноспособны, чем железо. При обычной температуре они устойчивы к коррозии на воздухе, в воде и в различных кислотах. Разбавленные соляная и серная кислоты легко растворяют железо и кобальт, а никель – лишь при нагревании. Концентрированная азотная кислота все три металла пассивирует.

Металлы семейства железа при нагревании взаимодействуют с кислородом, парами воды, галогенами, серой, фосфором, кремнием, углем и бором. Наиболее устойчивыми являются соединения железа (III), кобальта (II) и никеля (II).

Железо, кобальт, никель и их сплавы – весьма важные материалы современной техники. Но наибольшее значение имеет железо.

Железо

Важнейшие руды железа. Железо после алюминия самый распространенный в природе металл. Общее содержание его в земной коре 5,1 %. Железо входит в состав многих минералов. Важнейшими железными рудами являются: магнитный железняк Fe₃O₄, красный железняк Fe₂O_3,бурый железняк Fe₂O₃×H₂O.

В природе часто встречается серый колчедан (пирит) FeS₂.

Получение. Железо получают из руд путем восстановления его оксидов оксидом углерода (II) и углем (коксом). При этом получают не чистое железо, а сплав его с углем и другими примесями (кремнием, марганцем, серой, фосфором). Этот сплав называется чугуном. Выплавка чугуна производится в доменных печах:

3 Fe₂O₃ + CO = 2Fe₃O₄ + CO₂,

Fe₃O₄ + CO = 3FeO + CO₂,

FeO + CO = Fe + CO₂.

Наряду с оксидом углерода (II) при высоких температурах в восстановлении оксидов железа используют уголь (кокс):

FeO + C = Fe + CO.

Физические свойства. Железо – блестящий серебристо-белый металл, его плотность 7,87 г/см³, температура плавления 1539 °С, обладает хорошей пластичностью. Железо легко намагничивается и размагничивается.

Железо состоит из четырех стабильных изотопов ⁵⁴₂₆Fe, ⁵⁶₂₆Fe (основной), ⁵⁷₂₆Fe, ⁵⁸₂₆Fe.

Химические свойства. Железо проявляет степень окисления +2, +3. В разбавленных соляной и серной кислотах железо растворяется с выделением водорода:

Fe²⁺ + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂.

Растворяется железо в разбавленной азотной кислоте, образуя соль железа (III), воду и продукт восстановления азотной кислоты:

Fe⁰ + 4H = Fe⁺³(NO₃)₃ + 2 H₂O + .

Концентрированная азотная кислота пассивирует железо (покрывает его пассивной защитной пленкой).

При высокой температуре (700-900 °С) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4 H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂.

Накаленная железная проволока ярко горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II, III):

Fe₂O₃

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

FeO.

В щелочах (кроме горячих концентрированных растворов) оно не растворимо.

При слабом нагревании железо взаимодействует с хлором и серой, при высокой температуре – с углем, кремнием и фосфором. Например:

4Fe + 3C = Fe₄C₃.

Соединения железа

Оксид железа (II) FeO – черный легко окисляющийся порошок. Получается восстановлением оксида железа (III) оксидом углерода (II) при 500 °С:

Fe₂O₃ + CO = 2FeO + CO₂.

FeO проявляет свойства основного оксида: легко растворяется в кислотах, образуя соли железа (II).

Оксид железа (III) Fe₂O₃ – самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа, красно-бурого цвета, обладающее основными свойствами. Растворяясь в кислотах, образует соли железа (III).

Оксид железа (II, III) Fe₃O₄ встречается в природе в виде минерала магнетита.

Оксидам соответствуют гидроксиды железа.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂ образуется при действиии щелочей на соли железа (II):

FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂¯ + Na₂SO₄.

Белый гидроксид железа (II) Fe(OH)₂ на воздухе становится сначала зеленоватым, а затем бурым, переходя в гидроксид железа (III) Fe(OH)₃:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4 Fe(OH)₃.

Fe(OH)₂ проявляет основные свойства, хорошо растворим в минеральных кислотах, образуя соли.

Гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O,

Fe(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Fe(OH)₆].

Гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ выпадает при действии щелочей на соли железа (III) в виде красно-бурого осадка:

Fe₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Fe(OH)₃¯ + 3Na₂SO_4.

Fe(OH)₃ – более слабое основание, чем гидроксид железа (II). Это объясняется тем, что у Fe⁺² меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe⁺³, а значит, Fe⁺² слабее удерживает гидроксид ионы, т. е. Fe(OH)₂ более легко диссоциирует. У железа хорошо выражена способность образовывать комплексные соединения.

Для обнаружения катиона железа (II) Fe²⁺ используют гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль). При этом образуется темно-синий осадок гексацианоферрат (III) железа (II) (турнбулева синь):

3FeCl₂ + K₃[Fe(CN)₆] = Fe₃[Fe(CN)₆]₂¯ + 6KCl,

3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]³^- = Fe₃[Fe(CN)₆]₂¯.

Для обнаружения катиона железа (III) Fe³⁺используют гексацианоферрат (II) калия (желтая кровяная соль). При этом образуется синий осадок – гексацианоферрат (II) железа (III) (берлинская лазурь):

4Fe₂(SO₄)₃ + K₄[Fe(CN)₆]₃ = Fe₄[Fe(CN)₆]₃¯ + 12K₂ SO_4,

4Fe³⁺ + 3[Fe(CN)₆]⁴^- = Fe₄[Fe(CN)₆]₃¯.

Катион железа (III) Fe³⁺ также можно обнаружить с помощью раствора роданида калия. При этом образуется соединение кроваво-красного цвета – роданид железа:

FeCl₃ + 3KCNS = Fe(CNS)₃¯ + 3KCl,

Fe³⁺ + 3CNS^- = Fe(CNS)₃¯.

Кобальт

Природный кобальт – стабильный изотоп ⁵⁹₂₇Со (100 %). В качестве радиоактивного индикатора используют искусственный изотоп ⁶⁰₂₇Со, источник γ-излучения при лечении раковых опухолей.

В природе кобальт содержится в виде минералов – арсенида CoAs₂ и сульфоарсенида CoAsS.

Чистый кобальт похож на железо: блестящий, вязкий металл плотностью 8,84 г/см³, тугоплавкий, обладает магнитными свойствами, устойчив к действию воды и воздуха. Кобальт менее активен, чем железо, труднее растворяется в разбавленных кислотах, более устойчив к действию воды, воздуха:

Co + 2HCl = CoCl₂ + H₂,

Co + H₂SO₄= Co SO₄ + H₂,

3Co + 8HNO₃(р) = 3Co(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O,

Co + HNO₃(к) ¹ пассивирование.

Подобно железу кобальт образует соединения со степенью окисления +2, +3. У кобальта два простых оксида: оксид кобальта (II) СоО и оксид кобальта (III) Co₂O₃, также один смешанный оксид Co₃O₄ или (CoO×Co₂O₃). Гидроксид кобальта (II) Со(OH)₂ получается при действии щелочей на растворы солей кобальта (II). Сначала выпадает синий осадок гидроксохлорида кобальта:

CoCl₂ + NaOH = CoOHCl¯ + NaCl.

Под действием избытка едкого натра он переходит в розовый гидроксид кобальта (II):

CoOHCl + NaOH = Co(OH)₂¯ + NaCl.

Кислород воздуха в присутствии воды окисляет гидроксид кобальта (II) до темно-бурого гидроксида кобальта (III):

4Co(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Co(OH)_3.

Гидроксид кобальта (III) не имеет амфотерных свойств как Fe(OH)₃:

4Co(OH)₃ + 4H₂SO₄ = 4CoSO₄ + 10H₂O + O₂,

2Co(OH)₃ + 6HCl = 2CoCl₂ + Cl₂ + 6H₂O.

Соли кобальта (II) в безводном состоянии синего, а в водных растворах – розового цвета. Они достаточно устойчивы. Обычные соли кобальта (III) нестойки, но их комплексные соли прочны.

Никель

Природная смесь содержит пять стабильных изотопов никеля: ⁵⁸₂₈Ni, ⁶⁰₂₈Ni, ⁶¹₂₈Ni, ⁶³₂₈Ni, ⁶⁴₂₈Ni. Содержание никеля в земной коре 0,02 %. Важнейшие руды – никелевый колчедан NiS и мышьяковоникелевый блеск NiAsS.

Чистый никель - желтовато-белый, пластичный, ковкий и тягучий металл, хорошо полируется, ферромагнитен. Ni по многим физическим свойствам сходен с кобальтом. Плотность никеля равна 8,9 г/см³, температура плавления 1455 °С.

В компактном состоянии никель устойчив к действию воздуха, воды, менее активен, чем железо, хуже растворяется в разбавленных кислотах и воде нерастворим в щелочах. Концентрированная азотная и серная кислоты пассивирует никель.

У никеля два оксида – оксид никеля (II) NiO и оксид никеля (III) Ni₂O₃. Наиболее устойчивы соединения никеля (II), соединения никеля (III) проявляют окислительные свойства, они нестойки.

Гидроксид никеля (II) Ni(OH)₂ осаждают, действуя щелочами на соли:

NiSO₄ + 2NaOH = Ni(OH)₂¯ + Na₂SO₄.

Гидроксид никеля (II) на воздухе не окисляется, а окисляется хлором:

Ni(OH)₂ + NaOH + Cl₂ = Ni(OH)₃ + NaCl.

Гидроксид никеля (III) обладает более ярко выраженными окислительными свойствами, чем Co(OH)₃:

2Ni(OH)₃ + 6HCl = 2NiCl₂ + Cl₂ + 6H₂O.

Подобно железу и кобальту никель образует комплексные соединения:

NiSO₄ + 6NH₄OH = [Ni(NH₃)₆]SO₄ + 6H₂O.

Основная масса никеля в промышленности расходуется на производство сплавов для электротехники: инвара, платинита, нихрома, никелина. Как лигирующий металл никель сообщает сталям вязкость, механическую прочность, жаростойкость, устойчивость к коррозии. Хромоникелевые стали идут на изготовление брони, снарядов. Никель используется как катализатор.

Вопросы для самоподготовки

В каком виде встречаются металлы в природе?

Какова их распространенность? Могут ли они образовывать самостоятельные руды? Их получение рентабельно?

Как положение металла в таблице Д. И. Менделеева позволяет прогнозировать его свойства и свойства его соединений?

Дайте прогноз химических свойств металлов по положению их в ряду напряжений.

ЛИТЕРАТУРА

1. Глинка Н. Л. Общая химия. Л.: Химия, 1983-1987. 703 с.

2. Коровин Н. В. Общая химия. М.: Высш. шк., 1998. 559 с.

3. Харин А. Н. Курс химии. М.: Выс. шк., 1975. 511c.

4. Некрасов Б. В. Учебник общей химии. М.: Химия, 1981 560 с.

5. Рабинович В.А., Хавин З. Я. Краткий химический справочник. Л.: Химия, 1978. 392 с.

6. Общая химия. Метод. указ. / Сост. С. Н. Верещагин, О.К. Клусс, Л. В. Фоменко, Л. С. Черникова. Красноярск: ИПЦ КГТУ, 1998. 75 с.

7. Классификация и номенклатура неорганических соединений. Метод. указ. / Сост. Г. Т. Половникова, Л. С. Черникова, Г. Д. Мальчиков. Красноярск: ИПЦ КГТУ, 1982. 20 с.

8. Фундаментальные законы, теории и основные понятия химии. Метод. указ. / Сост. Г. Д. Мальчиков, Л. С. Черникова, Г. Т. Половникова. Красноярск: ИПЦ КГТУ, 1982. 32 с.

9. Высокомолекулярные соединения. Метод. указ. / Сост. Л. А. Рубчевская, В. П. Кисилев. Красноярск: ИПЦ КГТУ, 1979. 74 с.

СОДЕРЖАНИЕ

Введение 3

Рабочая программа 4

Программа экзамена 7

График изучения курса химии 10

Глоссарий терминов 11

1. Введение 15

2. Энергетика химических процессов. Основные понятия

термодинамики в курсе общей химии 31

3. Химическая кинетика и химическое равновесие 40

4. Строение атома. Периодический закон 51

5. Химическая связь и строение молекул 61

6. Растворы 76

7. Металлы. Общая характеристика 86

8. Окислительно-восстановительные процессы 94

9. Элементы электрохимии 98

10 Коррозия металлов 113

11. Легкие конструкционные металлы 120

Литература 139

Дата добавления: 2018-09-22; просмотров: 745; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 12 13 14 15 16 17 18 19 2021

Мы поможем в написании ваших работ!