…ысокого давления.

Полиэтилен низкого давления.

Полистирол.

Поливинилхлорид.

Полиуретаны.

Полипропилен.

Пенопласты.

Фторопласты.

Полиметилметакрилат.

Полисилоксаны.

Поливиниловый спирт.

Бутадиенстирольные каучуки.

Натуральный каучук.

Поливинилацетат.

Фенолформальдегидная смола.

Капрон.

Полиакрилаты.

Формальдегидная смола.

Полисульфидные каучуки.

Карбамидные смолы.

Поликарбонаты.

Политетрафторэтилен.

Полиэтилентерефталат.

Полиакрилнитрил.

Полиэтиленимин.

 

Полимеры – это высокомолекулярные соединения, которые характеризуются молекулярной массой от нескольких тысяч до многих миллионов.

Примеры некоторых полимеров и мономеров приведены в табл. 6 приложения.

Молекулы полимеров, которые также называются макромолекулами, состоят из большого числа повторяющихся звеньев. Олигомеры по значению молекулярной массы занимают промежуточное положение между низкомолекулярными и высокомолекулярными соединениями. Полимеры получают полимеризацией или поликонденсацией. Полимеризация – это процесс последовательного присоединения молекул мономера. В качестве мономеров используются соединения с кратными связями: C≡C, C≡N, C=O, C=C, C=C=O, C=C=C, C=N

или с циклическими группами:

 

    ,    и т.д.

 

При полимеризации происходит разрыв кратных связей или раскрытие циклов у мономеров и возникновение связей между ними с образованием макромолекул, например:

n CH₂=CH₂ → (–CH₂–CH₂–)_n

этилен          полиэтилен

 

n CH₂=CH → (–CH₂–CH–)_n

            │                        │

           C₆H₅         C₆H₅

   стирол                полистирол

 

 

 

    → (–CH₂–CH₂O–)_n

 

этиленоксид полиэтиленоксид

 

Различают гомополимеризацию, когда участвует один вид мономера, и сополимеризацию, когда – два и более видов мономеров. Полимеризацией получают поливинилхлорид
[–CH₂–CHCl–]_n, поливинилацетат [–CH₂–CH(OCOCH₃)–]_n, полистирол   [–CH₂–CH(C₆H₅)–]_n, полиакрилат
[–CH₂–C(CH₃)(COOR)–]_n, полидиены [CH₂–C(R)=CH–CH₂–], полиизобутилен [–CH₂–C(CH₃)₂–]_n, полиформальдегид
[–CH₂O–]_n, синтетические каучуки и различные сополимеры.

Поликонденсация – это процесс синтеза полимера из соединений, содержащих две или более функциональных групп, сопровождающийся образованием низкомолекуляр-ных веществ, например: H₂O, HCl, NH₃, CH₂O и др. Поликонденсацией получают капрон, полигексаметиленадипин-амид (найлон) [–NH(CH₂)₆NHCO(CH₂)₄CO–]_n, полиэфиры (полиэтилентерефталат                 [–(–OC)C₆H₄(CO)OCH₂CH₂–]_n), поли-уретаны, полиацетали, фенолформальдегидные смолы
[–C₆H₅OH–CH₂–]_n, мочевиноформальдегидные смолы и др.

 

 

 

 

 

 

Пример реакции поликонденсации аминокапроновой кислоты.

2NH₂–(CH₂)₅–COOH ® NH₂–(CH₂)₅–CO–NH–(CH₂)₅–COOH +
+ H₂O ® NH₂–(CH₂)₅–CO–NH–(CH₂)₅–COOH +
+ NH₂–(CH₂)₅–COOH ®  H₂O +
NH₂–(CH₂)₅–CO–NH–(CH₂)₅–CO–NH–(CH₂)₅–COOH  и т.д.

Конечный продукт будет поли-e-капроамид
[–CO–NH–(CH₂)₅–]_n.

 

Пример полимеризации метилметакрилата (а) и бутадиена (б).

 

 

а) n CH₂ CH–CH₃–COO–CH₃ ®

 

 

                                                полиметилметакрилат

 

б) n CH₂ CH–CH CH₂ ® (–CH₂–CH CH–CH₂–)n

полибутадиен (бутадиеновый каучук).

 

 

ТЕМА. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР).

     ОВР-ми называются реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

     Степень окисления (С.О.) ─ это условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что все связи в соединении являются чисто ионными, а само соединение состоит из ионов.

     Т. к. чисто ионных связей не существует, действительно (эффективные) заряды атомов в соединениях часто сильно отличаются по числовым значениям от степеней окисления.

     Для вычисления неизвестных степеней окисления используют следующие правила:

1)          атомы в молекулах простых веществ имеют степень окисления, равную нулю (H₂⁰, F₂⁰,O₂⁰); металлы в элементарном состоянии также имеют степень окисления равную нулю (Na⁰, Cu⁰, Al⁰);

2)          кислород почти всегда имеет степень окисления ^-2; исключение ─ фторид водорода  ²⁺OF₂, пероксиды H₂O₂^-;

3)          водород имеет степень окисления +1, но встречается и -1 в гидридах щелочных и щелочно-земельных металлов NaH^-1, CaH₂^-1;

4)          фтор во всех соединениях имеет степень окисления -1;

5)          т. к. молекулы электронейтральны, то сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы равна 0:

⁺HCl^xO₄^2-   x+1-8=0      ⁺H₂S^xO₃^2-   2+x-6=0

                                                           x=+7                               x=+4

6)          сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав многоатомного или комплексного иона равна заряду этого иона:

Cr₂^xO₇^{2- 2-}

2x-14=-2

x=+6

Степень окисления может быть и дробным числом: KO₂^-1/2, KO₃^-1/3.

     Многие элементы существуют в разных степенях окисления. У каждого элемента есть характерные для него высшая и низшая степени окисления. Эти значения определяются индивидуальными химическими свойствами элементов,

но для большинства элементов главной подгруппы высшая степень окисления (С.О_max) равна номеру группы, а низшая степень окисления (C.O_min) равна раз-ности С.О_max -8.

                    Пример: Cl   VІІгр.  С.О_max =7,  С.О_min= 7-8=-1

                                    S    VІгр.    С.О_max=6,  С.О_min=6-8=-2

                                    N    Vгр.     С.О_max=5,  С.О_min=5-8=-3

                                    C     ІVгр.   С.О_max=4,  С.О_min=4-8=-4

     Степень окисления часто не совпадает с валентностью элемента.

                     Пример:                        В.                                 С.О.

                                      N₂                  3                                     0              

                                      NH₃               3                                    -3

                  гидразин    N₂H₄              3                                    -2

                                                             В.                                С.О.

                                      NH₂OH          3                                   -1

                                      NH₄                4                                   -3

                                  CH₄              -4                                    4

                                      CH₃OH          -2                                   4

                                      CH₂O              0                                   4

                                      HCOOH       +2                                  -4

                                      CO₂                +4                                   4

     Если в результате реакции степень окисления атома увеличивается, то он окисляется.

Ca⁰-2ē ↔Ca²⁺;  2Br^--2ē=Br₂⁰.

      Окисление ─ это отдача элетронов.

     Если в результате реакции степень окисления атома увеличивается, то он восстанавливается.

S⁰+ 2ē=S^2-;  I₂⁰+2ē=2I^-.

     Восстановление ─ присоединение электронов.

     Вещества, отдающие электроны, называются восстановителями. Вещества, принимающие электроны, называются окислителями.

 

Восстановители и окислители.

                 Важнейшими восстановителями являются:

1)                свободные металлы, а из неметаллов ─ углерод и водород;

2)                многоатомные ионы и молекулы, нейтральный атом имеет низшую и высшую степень окисления (H₂S₂, NO₂^-, C₂O₂^-);

3)                одноатомные, в которых элементы проявляют низшую и низкую степень окисления (I^-, S^2-, Sn²⁺,Fe²⁺);

            К важнейшим окислителям относятся:

1)  свободные неметаллы (галогены, кислород, сера), которые в результате

     реакции превращаются в одноатомные анионы;

2)  кислородосодержащие ионы и молекулы, в которых центральный атом

     имеет высшую или высокую степень окисления (MnO₄^-, Cr₂O₇^-, CrO₄^2-,

     ClO₃^-);

4)                одноатомные катионы, в которых элементы проявляют свою высшую степень окисления (Fe³⁺, Ar⁺, H⁺).

       Таким образом, вещества, содержащие атомы в высших степенях окисления, могут быть только окислителями, т.е. принимать электроны. Вещества, содержа-щие атомы в низших степенях окисления, могут быть только восстановителями, т.е. только отдавать электроны. Вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями.

Классификация ОВР

1)                реакции межмолекулярного окисления-восстановления ─ реакции, в которых окислитель и восстановитель ─ разные вещества.

2MgO⁰+O₂⁰=2Mg²⁺O^2-

4N^3-H₃+3O₂^-=2N₂⁰+6H₂O^2-

2)                реакции диспропорционирования (реакции самоокисления-

          самовосстановления) ─ реакции, в которых происходит одновременное

     увеличение и уменьшение степени окисления атомов одного и того же

     элемента. Эти реакции возможны для веществ, содержащих атомы с промежуточной степенью окисления:

            4KCl⁵⁺O₃=3KCl⁷⁺O₄+KCl⁺¹

3)                реакции внутримолекулярного окисления-восстановления ─ реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов одного и того же соединения:

             2KCl⁵⁺O₃^2-=2KCl^1-+3O₂⁰

4)                реакции компропорционирования ─ реакции, в которых участвуют два вещества, содержащие атомы одного и того же элемента в разных степенях окисления. В результате получается вещество, содержащее атомы того же элемента в промежуточной степени окисления:

              Cu⁰+Cu²⁺Cl₂=2Cu¹⁺Cl

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

     Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций чаще всего используется метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). В первом методе необходимо учитывать, чтобы число электронов, отданных восстановителем, равнялось числу электронов, присое-диненных окислителем.

     При использовании метода полуреакций ОВР-я представляется как алгебраи-ческая сумма двух полуреакций: полуреакции восстановления окислителя и полуреакции окисления восстановителя. При составлении электронно-ионных уравнений сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые (газы и осадки) – в виде молекул. Ионы записываются только те, в состав которых входят атомы элементов, изменяющие в результате реакции степень окисления.

     В ионную схему включаются также частицы, характеризующие среду: кис-лую – H⁺, щелочную – OH^- и нейтральную – H₂O.

           Na₂SO₃+KМnO₄+H₂SO₄=Na₂SO₄+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O

     Схема реакции в ионной форме:

           MnO₄^-+SO₃^2-+H⁺=Mn²⁺+SO₄^2-+H₂O

     Определим окислитель и восстановитель и составим уравнения для процессов окисления и восстановления.

           MnO₄^-+8H⁺+5ē=Mn²⁺+4H₂O

     Это уравнение первой полуреакции – восстановление окислителя.

           SO₃^2- ─ восстановитель

           SO₃^2-+H₂O-2ē= SO₃^2-+2H⁺

ион SO₄^2- содержит больше кислорода, чем ион SO₃^2-, поэтому недостающее количество кислорода пополняется за счет молекулы воды

             MnO₄^-+8H⁺+5ē=MnO²⁺+4H₂O  |  2

                 SO₃^2-+H₂O-2ē=SO₄^2-+2H⁺          |  5

     2MnO₄^-+16H⁺+5SO₃^2-+5H₂O=2Mn²⁺+8H₂O+5SO₄^2-+10H⁺

     Сократим подобные члены:

     2MnO₄^-+5SO₃^2-+6H⁺=2Mn²⁺+5SO₄^2-+3H₂O

   По которому можно составить молекулярное уравнение реакции:

      2KMnO₄^-+5Na₂SO₃+3H₂SO₄=2MnSO₄+5Na₂SO₄+K₂SO₄+3H₂O

 

Среда	Избыток кислорода	Недостаток кислорода
кислая	+H+ (H2O)	+H2O (H+)
щелочная	+H2O (OH-)	+OH- (H2O)
нейтральная	+H2O (OH-)	+H2O (H+)

 

     Метод полуреакций основан на составлении раздельных ионных уравнений полуреакций – процессов окисления и восстановления с последующим их суммированием в общее ионное уравнение.

     Последовательность в составлении уравнений реакций по методу полуреак-ций:

1)  записать общую молекулярную схему процесса с указанием окислителя, восстановителя и продуктов их взаимодействия:

        KCr₂O₇+Fe+H₂SO₄=Cr₂(SO₄)₃+FeSO₄+H₂O;

2)  составить ионную схему реакции. При этом сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, нерастворимые вещества и газы – в молекулярном виде. В схеме обычно отмечается и частица, определяющая характер среды (H⁺, H₂O, OH^-). Ионы, атомы, которые не меняют степень окисления, в схеме не указываются:

             Cr₂O₇^2-+Fe+H⁺=Cr³⁺+Fe²⁺

3)  cсоставить уравнения двух полуреакций (окисления и восстановления) раздельно;

   а)  уравнять стехиометрически число атомов всех элементов, исключая

        водород и кислород:

                  Cr₂O₇^2-+H⁺→2Cr³⁺

                                  Fe       →Fe²⁺

      б)  уравнять кислород, используя молекулы воды (или ионы OH^-), или

         связывая его в H₂O (или OH^-):

                   Cr₂O₇^2-+H⁺=2Cr³⁺+7H₂O

    в)  уравнять водород за счет ионов Н⁺ или ОН^-:

                   Cr₂O₇^2-+14H⁺→2Cr³⁺+7H₂O

    г)  уравнять заряды с помощью прибавления электронов:

                    Cr₂O₇^2-+14H⁺+6ē→2Cr³⁺+7H₂O

                              Fe-2ē=Fe²⁺

4)  уравнять общее число участвующих электронов путем подбора дополнительных множителей по правилу наименьшего кратного и затем суммировать уравнения обеих полуреакций:

             Cr₂O₇^2-+14H⁺+6ē→2Cr³⁺+7H₂O   | 2 | 1

                     Fe-2ē=Fe²⁺                                          | 6 | 3

         Cr₂O₇^2-+14H⁺+3Fe⁰=2Cr³⁺+7H₂O+3Fe²⁺

5)  записать реакцию в молекулярной форме с добавлением ионов, не участвующих в процессе окисления-восстановления:

          K₂Cr₂O₇+3Fe+7H₂SO₄=Cr₂(SO₄)₃+3FeSO₄+K₂SO₄+7H₂O

Направление ОВР.

     Таблица стандартных потенциалов окислительно-восстановительных пар в водном растворе 25°С.

     Чем выше значение стандартного потенциала окислительно-восстанови-тельной пары, тем более сильным окислителем будет окисленная форма этой пары.                                           

     Например: сильные окислители F,HClO, PbO₂, Cl₂, Cr₂O₇^2-, Br₂ и др.

     Чем ниже значение стандартного потенциала, окислительно-восстанови-тельной пары, тем более сильным восстановителем будет восстановленная форма этой пары.

     Например: сильные восстановители Li, K, Na, Ca, Mg, Al, Cr²⁺ и др.

     В зависимости от значений E⁰ всегда наблюдается определенное соответствие между силой окисленной и восстановленных форм:

Чем более сильным окислителем является окисленная форма, тем более слабым восстановителем будет восстановленная форма этой пары.

     Например: если F₂, PbO₂ – очень сильные окислители, то соответствующие им восстановленные формы  F^-, Pb²⁺ проявляют очень слабые восстановительные свойства.

     ОВР наиболее активно протекают между сильным окислителем и сильным восстановителем, поскольку соответствующие им продукты реакции будут обладать слабыми восстановительными и окислительными свойствами.

     Используя значения стандартных потенциалов (см. таблицу), можно установить направление протекания реакции для двух конкретных пар в водном растворе.

     ОВР протекает в том направлении, для которого разность между стандартными потенциалами больше нуля:

                    Е⁰_ок-Е⁰_вс>0

     Примеры:

¹⁾   2Fe³⁺+Cu=2Fe²⁺+Cu²⁺

E⁰_Fe³⁺_/Fe²⁺ =+0,771 В,  E⁰_Cu²⁺_/Cu=+0,338 В

E_ок-Е_вс=0,771-(+0,338)=+0,433 В>0

     Обратная реакция не может осуществляться, т.к.

     Е⁰_ок-Е⁰_вс=0,338-0,771=-0,433 В

2)2KMnO₄+5KNO₂+3H₂SO₄=5KNO₃+2MnSO₄+K₂SO₄+3H₂O

        Е⁰_ок-Е⁰_вс=+1,531-0,838=+0,693 В >0

 

Электродные потенциалы

 

Для всех металлов характерно свойство в большей или меньшей степени растворятся в воде. При этом в воду переходят положительно заряженные ионы металла, в результате чего пластинка заряжается отрицательно из-за появившихся в ней избыточных электронов.

Гидротированные катионы металла скапливаются возле поверхности пластинки и на границе раздела двух фаз (металл-раствор) возникает двойной электрический слой, характеризующийся некоторой разностью электрических потенциалов.

При погружении металла в раствор его соли также возникает двойной электрический слой.

Разность (скачок) потенциалов, возникающая между металлом и жидкой фазой, называется электродным потенциалом Е.

Пластинка металла и раствор его соли представляют собой единую окислительно-восстановительную систему, характеризующуюся определенным электродным потенциалом, который зависит от природы металла, концентрации ионов в растворе, от температуры и pH среды.

Экспериментально определить абсолютное значение электродного потенциала невозможно. На практике изменяется разность потенциалов между электродным потенциалом исследуемой системы и потенциалом электрода сравнения. В качестве электрода сравнения используется водородный электрод. Он изготавливается из губчатой платины, погруженной в раствор H₂SO₄ с активностью ионов водорода равной 1 (c= 1 моль/л). Через раствор при температуре равной 298 K под давлением 101,3 кПа пропускается газообразный водород, который поглощается платиной. В системе устанавливается равновесие:

2H⁺_(Р-Р) + 2e = H_{2 (тв. фаза)},

которое характеризуется определенным значением скачка потенциала. Данный электродный потенциал называется стандартным водородным потенциалом E⁰_2H⁺_/H2, его численное значение условно принято считать равным нулю.

Соединяя электрод со стандартным водородным электродом, определяют электродный потенциал Е данного электрода. Для сравнения окислительно-восстановительных свойств различных систем по их электродным потенциалам, необходимо, чтобы они были измерены при стандартных условиях. Это концентрация ионов равная 1 моль/л (а), давление газообразных веществ 101,3 кПа и температура Т=298 К.

Потенциалы измеренные в таких условия, носят название стандартных электродных потенциалов и обозначают Е⁰. они также называются окислительно-восстановительными или редокс-потенциалами.

Если расположить все металлы в порядке возрастания значения Е⁰, то образуется электрохимический ряд напряжений металлов. Этот ряд характеризует свойства металлов в водных растворах:

1)        чем меньше электродный потенциал металла, тем он окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов;

2)        металлы, имеющие отрицательные электродные потенциалы (левее водорода), способны вытеснять водород из разбавленных растворов кислот;

3)        каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые имеют более высокий электродный потенциал.

При условиях, отличающихся от стандартных, значение электродного потенциала определяется по уравнению Нернста:

Е=Е⁰ + RT/zF ln[Ox]/[Red],

Где R – универсальная газовая постоянная, T – абсолютная температура, F – постоянная Фарадея, z – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе, [Ox] и [Red] – молярные концентрации соответственно восстановлено и окисленной форм соединения.

При подстановке: R=8,31 Дж/(моль·К), F=96500 Кл/моль, T=298 К и заменит натурального логарифма десятичным уравнение примет вид:

E=E⁰ + (0,059/z) lg[Ox]/[Red].

Например,

MnO₄ ^-+ 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ +  4H₂O

E_MnO4/Mn2+ = E⁰ + 0,059/5·lg

[H₂O] – фактически не изменяется, поэтому не учитывается.

 

Электролиз

 

Электролиз - окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. При электролизе происходит разложение химических соединений. Следует различать два параллельных полупроцесса: на катоде происходит прием электронов ионами, т.е. их восстановление, на аноде происходит отдача электронов ионами, т.е. их окисление. В качестве электродов используют инертные электроды (платина, графит, уголь и др.) не расходующиеся в процессе электролиза и активные – металлические, которые расходуются в процессе электролиза.

Количественные соотношения при электролизе между выделившимся веществом и прошедшим через электролит электричеством выражают двумя законами Фарадея.

Первый закон Фарадея.

Масса вещества, выделившегося на электроде при электролизе, пропорциональна количеству электричества, которое прошло через электролит:

M = Ae·q,

где m – масса вещества,

Ae – коэффициент пропорциональности, называемый электрохимическим эквивалентной массой,

q – количество электричества.

Количество электричества q есть произведение силы электрического тока I (в амперах, А) на продолжительность электролиза τ (с)

 

 

Второй закон Фарадея.

Количества двух различных веществ, которые выделяются на электродах с помощью одинакового количества электричества, обратно пропорциональны эквивалентным числам этих веществ:

 

где ν₁ и ν₂ – количества веществ 1 и 2, выделенные на электродах; z₁, z₂ – эквивалентные числа веществ 1 и 2 в окислительно-восстановительных реакциях.

Из законов Фарадея вытекает:

m= ,

где F=96500 К/моль;

Э – электрохимический эквивалент.

Оба закона можно объединить общей формулой:

m = = ,

где m – масса окисленного или восстановленного вещества, г; М_э – молярная масса его эквивалента, г/моль; q – количество электричества, проводящего через электролит q=I·t,            I – сила тока, А; t – время, с.

Рассмотрим возможные процессы на катоде в водных растворах (пользоваться таблицей стандартных электродных потенциалов):

1. Катионы металлов со стандартным электродным потенциалом, больше чем у водорода (Cu²⁺, Ag⁺...). При электролизе они почти полностью восстанавливаются в виде металла.
2. Катионы металлов с малой величиной стандартного электродного потенциала (Li⁺...Al³⁺). При электролизе они не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды. (В кислой среде ионы Н⁺).
3. Катионы металлов со стандартным электродным потенциалом меньше, чем у водорода, но больше чем у алюминия. При электролизе эти катионы восстанавливаются одновременно с молекулами воды.

Если в воде содержится смесь катионов Cu²⁺ , Zn²⁺  и Ag⁺ , то в первую очередь будут восстанавливаться катионы Ag⁺  (Е⁰= 0,79 В), затем меди (Е⁰=0,337 В), цинка (Е⁰= -0,76 В).

Анодные процессы.

В первую очередь окисляются простые анионы

1. При электролизе водных растворов, содержащих ионы бескислородных кислот (кроме F^-), на аноде будут окисляться эти анионы:

.

1. При электролизе электролитов, содержащих ионы кислородосодержащих кислот, на аноде будут, окислятся не анионы, а молекулы воды с выделением кислорода.

.

1. ^3.           В щелочных растворах на аноде окисляются ионы ОН^-:

 

Продукты, выделившиеся на электродах и образующиеся около них, могут вступать в химические взаимодействия, поэтому анодные и катодные пространства подразделяются диафрагмой.

Примеры электролиза.

1. Электролиз расплавов

 

C помощью электролиза из расплавов солей и оксидов получают щелочные и щелочноземельные металлы.

1. Электролиз водных растворов солей, образованных активными металлами:

 

У катода образуются щелочная среда, а у анода кислая. Практически электролизу подвергается вода, а количество соли остается неизменным.

1. Электролиз водных растворов солей, образованных металлами, стоящими в ряду напряжений от алюминия до водорода.

 

Все рассмотренные случаи с участием инертных электродов.

1. Электролиз с металлическим анодом:

 

Анод растворяется, а на катоде образуется медь в чистом виде. На этом основан метод рафинирования меди. В качестве анода берут черновую медь, в качестве катода – медная пластинка. Черновая медь растворяется, а примеси выпадают в виде шлака.

На этом же принципе основаны гальванопластика – нанесение металлических покрытий на неметаллы и металлы, гальваностегия.

 

ТЕМА. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

 

Тепловой эффект реакции.

Энергетический эффект хим. процесса возникает за с