Свойства элементов подгруппы IVA

Свойства элементов подгруппы IVA. Цель работы изучение химических свойств элементов углерода и кремния и элементов олова и свинца.

Углерод и кремний - элементы IVA группы периодической системы. На внешнем энергетическом уровне у них находится по четыре электрона s2р2 , из которых только 2р-электроны непарные.

При возбуждении один из s-электронов перемещается на р - подуровень и электронная конфигурация наружного энергетического уровня становится s1p3. В этом состоянии все электроны непарные. Поэтому углерод и кремний образуют соединения, в которых им свойственны степени окисления как 4, так и -4. Сродство к электрону у этих элементов небольшое. Поэтому у углерода и кремния слабо выражены как способность к потере, так и к присоединению электронов.

Многочисленные соединения углерода и кремния образованы при помощи ковалентных связей. Таким образом, углерод и кремний являются неметаллами. В обычных условиях углерод и кремний весьма инертны, но при высоких температурах они становятся химически активными по отношению ко многим металлам и неметаллам. Углерод непосредственно соединяется со многими металлами, образуя карбиды. Кремний также дает соединения с металлами - силиды, из которых солеподобны только силиды щелочных и щелочноземельных металлов.

В соединениях с кислородом углерод и кремний образуют соединения, в которых их окислительное число 2 и 4 СО, SiO, CO2, SiO2. Более устойчивы из них CO2 и SiO2. Оксиды СО и SiO относятся к несолеобразующим, CO2 и SiO2 обладают кислотными свойствами. Им соответствуют кислоты угольная Н2СО3 и кремниевая Н2SiО2, причем кислотные свойства кремниевой кислоты выражены слабее, чем угольной. Вместе с углеродом и кремнием в IVA группу входят германий, олово. свинец. На наружном слое у этих элементов находится четыре электрона s2p2. Этим элементам свойственны обычно окислительные числа 2 и 4, число 4 возникает вследствие перехода одного из s-электронов на уровень р вследствие химических реакций.

Ввиду роста радиусов атомов и уменьшения энергии ионизации в группе IVB сверху вниз наблюдается усиление металлических свойств. Германий по электрическим свойствам является полупроводником В своих соединениях германий характеризуется ковалентным характером связей.

Олово, свинец - металлы менее активные и типичные, чем металлы IА, IIА, IIIА. Оксиды германия, олова, и свинца GeO, PbO, SnO представляют собой типичные амфотерные оксиды. В свободном состоянии все элементы этой подгруппы довольно инертны. Под действием кислорода воздуха германий и олово не изменяются. Свинец же кислородом воздуха окисляется и покрывается слоем оксидов. При повышении температуры элементы этой подгруппы легко соединяются с кислородом, образуя GeO2, SnO2, а свинец окисляется до оксида PbO. Элементы этой подгруппы в свободном состоянии являются восстановителями.

Разбавленная серная и соляная кислота не действуют на германий. Олово и свинец хотя и медленно, но реагируют с разбавленными кислотами. При этом свинец очень быстро покрывается пленкой PbSO4, предохраняющей металл от дальнейшего разрушения. С концентрированной НС1 олово. реагирует при нагревании, вытесняя водород. В азотной кислоте олово и свинец растворяются значительно скорее. Разбавленные щелочи медленно действуют на олово и свинец, реакция протекает скорее в концентрированных растворах щелочей, особенно при высокой температуре.

Экспериментальная часть. ОПЫТ 1. Соли угольной кислоты карбонаты а В одну из четырех пробирок поместите МgСО3, во вторую - СаСО3, в третью - NaHCO3, в четвертую- Nа2СО3. В каждую из пробирок прибавьте по 5-6 капель 1Н раствора соляной кислоты. Выделение СО2 сопровождается характерным шипением. Составьте уравнение реакции. б В две пробирки налейте по 2 мл дистиллированной воды и по 2-3 капли раствора фенолфталеина.

Затем введите по несколько кристаллов соли в одну - карбоната натрия Nа2СО3, а во вторую - гидрокарбоната натрия NаНСО3. Наблюдайте за появлением окраски. Объясните, почему окраска различна. Составьте уравнение реакции гидролиза взятых солей. ОПЫТ 2. Свойства карбида кальция опыт проводится под тягой. Поместите в пробирку крупинки карбида кальция немного и добавьте воды. Составьте уравнение реакции.

Дайте характеристику различных известных вам карбидов. ОПЫТ 3. Гидролиз солей кремниевой кислоты силикатов В пробирку налейте 2-Змл силиката натрия или калия и добавьте 1-2 капли раствора фенолфталеина. Объясните причину изменения окраски индикатора. Составьте молекулярное и ионное уравнение реакции гидролиза. ОПЫТ 4. Получение кремниевой кислоты. В пробирку налейте 5мл концентрированного раствора силиката натрия и пропускайте в нее из аппарата Киппа диоксид углерода до появления студнеобразного осадка.

Каков состав осадка? Составьте уравнение реакции. ОПЫТ 5. Получение свинца из его соединений. Налейте в две пробирки по 5-6 капель раствора соли свинца и опустите в одну пластинку цинка, во вторую - хорошо очищенную пластинку алюминия. Отметьте появление кристаллов свинца на поверхности металлов. Напишите уравнение соответствующих реакций. ОПЫТ 6. Отношение свинца к разбавленным кислотам. В три цилиндрические пробирки положите по кусочку свинца и прилейте по 5-7 капель 2М растворов кислот в одну - соляной, во вторую серной, в третью - азотной.

Что наблюдается? Нагрейте пробирки на маленьком пламени горелки. Во всех ли пробирках идет реакция? По охлаждении растворов добавьте к ним 2-3 капли раствора иодида калия. В какой из пробирок выпал желтый осадок иодида свинца? На основании опыта сделайте вывод, в какой кислоте растворяется свинец. Какой газ при этом выделяется? Напишите уравнение реакций растворения свинца в кислоте и получение иодида свинца.

ОПЫТ 7. Качественные реакции на ион Pb2 . Примерно к 1мл 1М раствора РЬ МО3 2 прилейте с небольшим избытком О,2М раствора КI. После выделения осадка слейте с него жидкость, добавьте 2мл разбавленной СН3СООН, затем содержимое кипятите, приливая при этом понемногу воды до тех пор, пока весь осадок не растворится. При медленном охлаждении пробирки наблюдайте золотистые кристаллы Рb2. Эта реакция получила название реакции золотого дождя. Получившиеся в начале опыта кристаллы PbI2 растворились при кипячении в уксусной кислоте Рb2 2СН3СООН РЬ СН3СОО 2 2НI При охлаждении это равновесие постепенно смещалось влево.

Какие условия необходимы для образования крупных кристаллов? Контрольные вопросы и задачи. 1. Сопоставьте сходные и отличительные черты углерода и кремния. Дайте характеристику прочности связей С-С, С-Н, Si-H. Какого вида химические связи характерны для углерода и кремния? 2. Охарактеризуйте кратко химические свойства германия, олова, свинца и укажите их сходные и отличительные черты. 3. Опишите свойства угольной кислоты и ее солей - карбонатов. 4. Какие кремниевые кислоты вам известны? 5. Что такое силиды? Дайте их характеристику. 6. На каких свойствах основано применение свинца и олова в технике? 7. Назовите распространенные сплавы свинца и олова и укажите их применение. 8. Назовите аналитические реакции на свинец. 3. Какое вещество будет более сильно гидролизоваться - SnCl2 или SnCl4? Мотивируйте ответ. 10. Как изменяются свойства оксидов и гидроксидов в группе германий, олово, свинец? РАБОТА 21, Свойства элементов VA и VIA.Цель работы изучение химических свойств элементов - азота, фосфора, кислорода и серы. Азот и фосфор являются элементами VA группы периодической системы.

На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов находится пять электронов - s2p2, из них три неспаренных р - электрона.

Поэтому в нормальном состоянии они проявляют валентность равную трем. Атомы азота при переходе в возбужденное состояние могут увеличивать число неспаренных электронов до четырех.

В этом случае за счет потери одного электрона образуется электронная конфигурация - s1p3. При возбуждении атомов фосфора увеличение числа непарных электронов происходит за счет использования d - подуровня с образованием электронной конфигурации s1p3d1, поэтому фосфор, в отличие от азота, может проявлять валентность, равную пяти. Характерные степени окисления азота -3 аммиак NН3 и соли аммония, амид натрия NaNH2 -2 гидразин N2Н4, гидразин-гидрат N2Н4 Н2О 1 оксид азота I N2O 2 оксид азота II NO, 3 соли азотистой кислоты HNO2, особенно NaNO2 4 оксид азота IV NO2 диоксид 5 азотная кислота НNО3 и ее соли, особенно NаNО3, KNO3, NН4NО3 . Характерные степени окисления фосфора -3 фосфин РН3 , 1 гипофосфит натрия NaH2PO2 3 трихлорид фосфора РС13, фосфористая кислота Н3РО3 5 оксид фосфора V P2O5 или фосфорный ангидрид, фосфорная кислота Н3РO4 и ее соли, особенно NaH2PO4, Na2HPO4 l2H2O, Nа3РO4 12Н2О, Са3 РO4 2. Са Н2РO4 2, СаНРO4, соли пирофосфорных кислот nР2O5 mН2O - полифосфаты, пентахлорид фосфора PCl5, оксохлорид фосфора или хлороокись фосфора РОС13J. Размеры атомов азота и фосфора меньше, а энергия ионизации этих элементов больше, чем углерода и кремния. В связи с этим азот и фосфор не теряет электроны при химических реакциях и не превращается в элементарные катионы.

Таким образом, азот и фосфор являются неметаллами, причем неметаллические свойства у них выражены сильнее чем у углерода и кремния.

С водородом азот и фосфор образуют летучие соединения с общей формулой ЭН3 NН3 - аммиак, РН3 - фосфин.

Азот и фосфор образуют с металлами химические соединения, в которых они играют роль электроотрицательных элементов. Эти соединения получили названия нитридов и фосфидов. По типу химической связи между металлами и азотом или фосфором нитриды и фосфиды могут быть разделены на три группы а. солеподобные или ионные, б ковалентные, в металлоподобные. К ионным нитридам и фосфидам относятся соединения азота или фосфора с металлами IВ и IIВ групп периодической системы, например, нитриды - Li3N, Nа3N, Mg3N2, Сu3N, Zn3N2 фосфиды - Li3P, Сu3Р, Мg3P2, Zn3P2, Сd3Р2. К ковалентным нитридам и фосфидам относятся соединения азота или фосфора с элементами IIIА и IVA групп периодической системы.

Например, нитриды - ВN, A1N, Si3N4. фосфиды - ВР, AlP, GaP, ZnP. К металлоподобным нитридам и фосфидам относятся соединения азота и фосфора с металлами. IIIВ - VIIIB групп периодической системы, лантаноидами, актиноидами, т.е. с металлами, атомы которых имеют недостроенные внутренние d- и f- подуровни, например нитриды - TiN, Cr2N, СrN, Мn3N2, ZnN фосфиды - Тi3Р, TiP, Сr3Р, СrР. Металлоподобные нитриды и фосфиды тугоплавки, обладают высокой твердостью, жаростойкостью, химической стойкостью и металлической электропроводностью.

С кислородом азот образует ряд оксидов N2O, NО, N2О3, NO2, N2O4, N2О5. Все оксиды азота химически активны. Из них оксид азота II обладает ярко выраженными восстановительными свойствами. Все же остальные оксиды азота проявляют преимущественно свойства окислителей.

Фосфор образует с кислородом несколько оксидов, но наиболее важное значение имеют два - Р2О3, P2O5. Высшие оксиды азота, начиная с N2О3, являются кислотными и, соединяясь с водой, образуют кислоты - HNO2, HNO3. Оксиды фосфора Р2О3 и P2O5 также проявляют кислотные свойства. Они соединяются с водой и образуют кислоты Н3РО3 фосфористая кислота , НРО3 фосфорная метакислота , Н3РO4 фосфорная ортокислота и H4P2O7 двуфосфорная кислота. Группа VIA составляют 0, S, Se, Те и Ро. На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов находится шесть электронов s2p4. Из них непарных только два р - электрона, что и объясняет их окислительное число -2 в нормальном состоянии.

Все элементы этой подгруппы являются неметаллами. Соединения серы, селена и теллура с кислородом образованы ковалентными связями. Кислород и сера образуют соединения, в которых атомы кислорода Или серы связаны между собой это пероксиды -О-О- с окислительным числом кислорода -1, надпероксиды O2 с окислительным числом кислорода 1 2, озониды О3 с окислительным числом 1 3. С кислородом сера, селен и теллур образуют два ряда соединений типа ЭО2 с окислительным числом 4 и ЭО3 с окислительным числом 6. SO2. SeO2, TeO2 проявляют кислотные свойства.

Соответствующие им кислоты Н2SО3 и H2SeO3 непрочны, кислота же Н2ТеО3 не выделена и известна только в виде своих солей. Кроме H2S, H2SO3, H2SO4 сера образует несколько кислот, из которых неустойчивая тиосерная Н2S2О3 и сильные окислители - двусерную H2S2O7 и пероксодвуоерную надсерную H2S2O8. Характерные степени окисления серы -2 H2S и сульфиды, тиосульфат натрия Na2S2O3 5H2O в этом соединении один атом серы имеет степень окисления -2, а другой 6 4 SO2, соли H2SO3 - сульфиты, особенно Nа2SО3 6 серная кислота H2SO4 и сульфаты, двусерная кислота H2S2O7, пероксодвусерная H2S2O6, пероксодисульфаты Na2S2O6 и NН4 2S2O8 . Экспериментальная часть. ОПЫТ 1. Восстановительные свойства аммиака.

В пробирку внесите 3-4 капли перманганата калия и 3-5 капель раствора аммиака с массовой долей NН3 25 . Смесь слегка подогрейте.

Что произошло с окраской раствора? Напишите уравнение соответствующей реакции, учитывая, что аммиак окисляется до свободного азота, а осадок представляет собой диоксид марганца МпО2. ОПЫТ 2. Окислительные свойства азотной кислоты. Разбавленная азотная кислота является очень активным окислителем. Состав продуктов её восстановления зависит от концентрации кислоты и от активности восстановителя.

Взаимодействуя с металлами, электродные потенциалы которых положительны, разбавленная азотная кислота восстанавливается до оксида азота При взаимодействии с металлами, потенциалы которых отрицательны, азотная кислота может восстановиться до свободного азота, а если концентрация ионов NО3 очень мала, то и до иона NH4 В растворах с незначительной концентрацией ионов Н ионы NО3- восстанавливаются до ионов NO2- а Взаимодействие разбавленной азотной кислоты c медью и оловом опыт проводить под тягой. В две пробирки внесите по 3-4 капли разбавленной азотной кислоты плотность 1,12г см3 . В одну из пробирок опустите кусочек медной стружки в другую кусочек олова.

В обоих случаях реакция идет с образованием, главным образом, бесцветного газа NО и нитратов олова II и меди II . Напишите уравнения реакции взаимодействия разбавленной кислоты с оловом и медью. б Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с медью и оловом.

В две пробирки поместите по маленькому кусочку меди и олова. Прибавьте к ним по 3-5 капель концентрированной азотной кислоты. Осторожно подогрейте обе пробирки. Отметьте свои наблюдения и напишите соответствующие уравнения реакций, считая, что нагреванием в обоих случаях азотная кислота восстанавливается до NO2. ОПЫТ 3. Реакция обнаружения иона аммония в растворе. Внесите в пробирку 1мл раствора соли аммония и подействуйте на нее раствором щелочи. Если концентрация соли велика, чувствуется запах выделяющегося аммиака.

Убедиться в его выделении можно, подержав влажную розовую лакмусовую бумажку над отверстием пробирки. Если лакмус не посинеет, пробирку слегка подогреть. При малых концентрациях ионов аммония эта методика может оказаться недостаточно чувствительной. Очень чувствительным реактивом на ион NH4 является тетраиодгидраргират калия реактив Несслера. Он представляет собой щелочной раствор комплексного соединения ртути K2 HgI4 и образует с ионом аммония красно-бурый осадок состава NHg2I H2O. В пробирку внесите 4-5 капель реактива Несслера и одну каплю раствора соли аммония.

Наблюдайте образование красно-бурого осадка. Ионное уравнение реакции ОПЫТ 4. Окислительные и восстановительные свойства сернистой кислоты. а Окисление сульфида натрия. Внесите в пробирку 4-6 капель раствора сульфида натрия, 3-4 капли серной кислоты и несколько кристаллов сульфита натрия. Размешайте стеклянной палочкой содержимое пробирки для скорейшего растворения сульфита натрия.

Отметьте свои наблюдения и напишите уравнение реакции. б Восстановление дихромата калия. Внесите в пробирку 5-6 капель раствора дихромата калия, 3-4 капли серной кислоты и несколько кристаллов сульфита натрия. Отметьте изменение окраски и напишите уравнение реакции. ОПЫТ 5. Взаимодействие серной кислоты с металлами. Концентрированная серная кислота при нагревании окисляет почти все металлы, причем окислителем является молекула H2SO4. В зависимости от активности металла и температуры среды они восстанавливаются до SO2, S или H2S а В пробирку поместите несколько кусочков медной стружки и налейте 1мл концентрированной серной кислоты осторожно III . Захватив пробирку держателем, нагрейте ее нижнюю часть. Когда начнется выделение газа, осторожно определите по запаху, что за газ выделяется.

Составьте уравнение реакции. б В пробирку поместите несколько кусочков цинка и налейте 1мл концентрированной серной кислоты осторожно III . Захватив держателем пробирку, слегка подогрейте ее нижнюю часть и как только начнется выделение газа, определите его по запаху.

Затем нагрейте пробирку и наблюдайте появление желтого осадка вследствие выделения серы. К отверстию пробирки поднесите фильтровальную бумажку, смоченную раствором соли свинца. О чем свидетельствует почернение бумажки? Составьте уравнение реакции. ОПЫТ 6, Окислительные и восстановительные свойства пероксида водорода. а Окисление иодида. калия. Поместите в пробирку три капли раствора иодида кадия и одну каплю раствора серной кислоты.

Добавьте одну каплю раствора пероксида водорода с массовой долей Н2О2, равной З . Что наблюдается? Напишите уравнение реакции. б Восстановление перманганата калия. Поместите в пробирку 2-4 капли раствора перманганата калия и одну каплю 1Н H2SО4. Добавьте 1-2 капли раствора пероксида водорода с массовой долей Н2О2, равной З . Как изменится цвет раствора? Какой газ выделится? Напишите уравнение реакции. Контрольные вопросы и задачи. 1. Чем объясняется небольшая химическая активность азота в свободном состоянии? 2. Укажите сходные и отличительные черты в химии азота и фосфора. 3. Что такое нитриды? Какие типы нитридов Вам известны? Каково значение нитридов в технике? 4. Дайте характеристику азотной, фосфорной, азотистой кислот по силе и окислительно-восстановительной способности. 5. Составьте формулы соединений фосфора с алюминием, с серой. 6. Назовите аллотропные модификации серы. Чем отличается аллотропия серы? 7. Чем объясняются диэлектрические свойства серы? 8. Назовите важнейшие области применения серы. 9. Какие соединения называются тиосоединениями? 10. Дайте характеристику сульфидов элементов. 11. Дайте характеристику свойств тиосерной, двусерной и пероксодвусерной надсерной кислот ПРИЛОЖЕНИЕ. I. Некоторые физические константы константа обозначение значение Авогадро постоянная NA 6.022 1023моль-1 Газовая постоянная R 8,314Дж К-1 96484 Кл моль-1 Фарадея постоянная F 26,8А п моль-1 II. Давление насыщенного водяного пара. Температура 0С Давление Температура 0С Давление кПа мм. рт. ст. кПа мм. рт. ст. 13 1,49 11,2 22 2,64 19,8 14 1,58 11,9 23 2,81 21,1 15 1,68 12,6 24 2,99 22,4 16 1,81 13,6 25 3,17 23,8 17 1,93 14,5 26 3,36 25,6 18 2,07 15,5 27 3,56 26,7 19 2,20 16,5 28 3,76 28,1 20 2,33 17,5 29 3,97 29,8 21 2,49 18,7 30 4,21 31,6 III. Константы диссоциации некоторых слабых электролитов t 25 C Вещество Kg Вещество Kg HCOOH K 1,77 10-4 H3BO4 K 5,8 10-10 K 1,8 10-13 K 1,6 10-14 CH3COOH K 1,75 10-5 H2O K 1,8 10-16 HCN K 7,9 10-10 NH4OH K 1,79 10-5 H2CO3 K 4,45 10-7 K 4,8 10-11 Al OH 3 K 1,38 10-9 Zn OH 2 K 4,4 10-5 K 1,5 10-9 HF K 6,61 10-4 Ca OH 2 K 5 10-3 HNO2 K 4 10-4 Fe OH 2 K 1,3 10-4 H2SO3 K 1,7 10-2 K 6,3 10-8 Fe OH 3 K 1,82 10-11 K 1,35 10-12 Cu OH 2 K 3,4 10-7 H2S K 1,1 10-7 Ni OH 2 K 2,5 10-5 H2SiO3 K 1,3 10-10 K 2 10-12 Cr OH 3 K 1 10-10 Ag OH K 1,1 10-4 H3PO4 K 7,5 10-3 K 6,31 10-8 K 1,3 10-12 Pb OH 2 K 9,6 10-4 HAiO2 K 6 10-13 IV. Удельная электрическая проводимость растворов некоторых кислот оснований, солей при 18 С , Ом 1 См-1 С, моль л CH3COOH HCl HNO3 NH4OH KOH NaOH KCl NaCl 0,001 41 377 375 28,0 234 208 127,3 106,5 0,002 30,2 376 374 20,6 233 206 0,005 20,0 373 371 13,2 230 203 124,4 103,8 0,01 14,3 370 368 9,6 228 200 122,4 102,0 0,02 10,4 367 364 7,1 225 197 0,03 8,35 364 361 5,8 222 194 0,05 6,48 360 357 4,6 219 190 115,8 95,7 0,1 4,60 351 350 3,3 213 183 112 92,0 0,2 3,24 342 340 2,30 206 178 0,3 2,65 336 334 1,83 203 176 0,5 2,01 327 324 1,35 197 172 102,4 80,9 1 1,32 301 310 0,89 184 160 98,3 74,3 3 0,54 215 220 0,364 140,6 108 5 0,285 152,2 156 0,202 105,8 69 10 0,049 64,4 65,4 0,054 44,8 20,2 V. Произведения растворимости труднорастворимых в воде соединений при 25 С Вещество ПР Вещество ПР AgCl 1.56 10-10 NiS 1.1 10-27 AgBr 4.4 10-13 PbCl2 2.12 10-5 AgJ 9.7 10-17 PbJ2 9.8 10-9 Ag2SO4 7.7 10-5 PbSO4 1.6 10-8 Ag2S 1.6 10-49 PbS 3.6 10-29 BaCO3 8.1 10-9 ZnS 7.4 10-27 BaSO4 1.08 10-10 AgOH 1.93 10-8 MgCO3 1.0 10-5 Al OH 3 5.1 10-33 CaCO3 4.8 10-9 Cr OH 3 6.7 10-31 CaSO4 6.1 10-5 Cu OH 2 5.0 10-19 Ca3 PO4 2 1.0 10-25 Fe OH 2 1.65 10-15 CaS 1.2 10-28 Fe OH 3 3.8 10-38 CuS 4.0 10-38 Mg OH 2 5.5 10-12 FeS 3.7 10-19 Ni OH 2 1.6 10-14 Fe2S3 1.0 10-88 Pb OH 2 1.0 10-15 MnS 2.0 10-15 Zn OH 2 1.3 10-17 VI. Константы нестойкости некоторых комплексных ионов при указанных температурах.

Комплексные ионы t, oC Кн Комплексные ионы t, oC Кн AgEn 20 2.0 10-5 Fe CN 6 4- 25 1 10-24 AgCl2 - 25 1.76 10-5 Fe CN 6 3- 25 1 10-31 Ag NH3 2 30 9.3 10-8 AgCl4 2- 25 8.5 10-16 AgBr2 - 25 7.8 10-8 Ag NH3 4 2 22 5.3 10-20 AgEDTA 3- 20 4.8 10-8 AgBr4 2- 25 1 10-21 Ag S2O3 2 3- 20 2.5 10-14 HgJ4 2- 25 1.48 10-30 Ag CN 2 - 18 8 10-22 Hg CN 4 2- 25 4 10-42 CaEDTA 2- 20 2.58 10-11 MgEDTA 2- 20 2.4 10-9 Ca NH3 4 2 25 7.56 10-8 Ni NH3 4 2 25 1.12 10-8 CaEDTA 2- 20 3.3 10-17 Ni CN 4 2- 25 1.8 10-14 Ca CN 4 2- 25 1.41 10-19 Ni En 2 2- 25 8.32 10-15 Co NH3 4 2 30 2.8 10-6 NiEDTA 2- 20 3.54 10-19 Co En 2 2 25 2.19 10-11 PbBr4 2- 25 1 10-3 Cu P2O7 2 6- 25 1.0 10-9 PbJ3 - 25 2.22 10-5 Cu NH3 4 2 30 2.14 10-13 Pb P2O7 2 6- 25 4.74 10-6 CuEDTA 2- 20 1.6 10-19 Zn P2O7 2 6- 25 3.4 10-7 Cu En 2 2 25 7.41 10-21 Zn NH3 4 2 30 3.46 10-10 Cu CN 4 2- 25 9.6 10-29 Zn OH 4 2- 25 8.5 10-12 CoEDTA 2- 20 7.9 10-14 ZnEDTA 2- 20 3.2 10-17 Zn CN 4 2- 18 1.3 10-17 Примечание - атилендиамин - этилендиаминтетрауксусная кислота VII. Термодинамические константы некоторых веществ.

Вещество ?Gо298 КДж моль ?Hо298 КДж моль ?Sо298 КДж моль K ?Hо298350p КДж моль Ag 0 0 47,69 -30,56 Ag2O -10,82 -30,56 121,81 AgCl -109,7 -127,07 96,07 AgBr -94,9 -99,16 107,1 AgJ -66,3 -64,2 144,2 Al 0 0 28,31 -1674 Al2O3 -1580 -1674 50,94 Al OH 3 -1139,7 -1605,5 85,35 Al2 SO4 3 -3434,0 239,2 BaO -528,4 -557,9 70,29 Ba OH 2 -946,1 103,8 BaCO3 -1139 -1202 112,1 BaSO4 -352 -1465 131,8 Br2 3,14 30,92 245,35 Br 0 0 152,3 C графит 0 0 5,74 -396,3 С алмаз 2,866 1,897 2,38 -394,1 СО г -138,1 -110,5 197,4 -364,6 СО2 г -394,1 -396,3 213,6 -890,31 CA4 г -50,6 -74,85 186,19 -156,1 CCl4 г 63,95 -106,7 309,7 -1299,63 C2H2 г 209,2 226,75 200,8 -1410,97 C2H4 г 68,2 52,28 219,4 -1559,88 C2H6 г -32,9 -84,67 229,5 -2220,0 C3H8 г -107,15 -104 269,9 -1909,6 C3H6 г 62,7 20,42 226,9 2878,4 C4H10 г -17,15 -124,7 310,0 -2542,5 C4H8 г 71,5 1,17 307,4 -3301,6 C6H6 г 129,7 82,93 269,2 -3267,7 C6H6 ж 124,5 49,0 173,2 -726,6 CH3OH ж -166,1 -238,6 126,8 -1336,9 Вещество ?Gо298 КДж моль ?Hо298 КДж моль ?Sо298 КДж моль K ?Hо298350p КДж моль C2H5OH ж 174,8 -277,6 160,4 -1075 CS2 г 65,06 115,3 237,8 -635,1 Ca к 0 0 41,62 CaO к -604,2 -635,1 39,70 Ca OH 2 к -896,7 -986,2 76,98 CaCO3 к -1128,8 -1206 92,90 CaCl2 к -750,2 -785,8 113,8 CaSO4 к -1318,3 -1424 106,7 Cd к 0 0 51,76 -60,9 CdO к -125,0 -256,1 54,8 Cd OH 2 к -475,5 -553,2 95,4 CdCl2 к -342,6 -389,0 115,3 Cl2 г 0 0 223,0 Cr к 0 0 23,76 -11,41 Cr2O3 к -1058 -1141 81,1 CrO3 к -505,8 -594,5 72,0 Cr OH 3 к -902,5 -1033,9 80,30 Вещество ?Gо298 КДж моль ?Hо298 КДж моль ?Sо298 КДж моль K ?Hо298350p КДж моль Cu к 0 0 33,30 -165,0 CuO к -127 -165,0 42,64 Cu OH 2 к -359,4 -448,5 79,50 CuSO4 -661,9 -771,1 113,3 F2 г 0 0 202,9 Fe к 0 0 27,15 -821,3 FeO к -244,3 -263,7 58,78 Fe2O3 к -741,5 -821,32 89,96 Fe OH 2 к -483,5 -568,0 79,5 Fe OH 3 к -699,6 -824,2 96,2 H2 г 0 0 130,6 -241,84 H2O к -291,85 44,1 Вещество ?Gо298 КДж моль ?Hо298 КДж моль ?Sо298 КДж моль K ?Hо298350p КДж моль H2O ж -237,2 -285,84 70,1 H2O г -228,4 -241,84 188,8 H2S г -33,3 -20,15 205,64 HF г -296,6 -270,7 173,5 HCl г -95,27 -92,3 186,7 HB г -53,5 -35,98 198,5 HJ г 1,3 25,4 206,3 HNO3 ж -110,4 -173,2 156,16 H3PO4 к -1129 -1283,6 176,15 H2SO4 ж -690,3 -805,0 156,9 J2 г 19,37 62,24 260,6 J2 к 0 0 116,7 KOH к -425,9 59,41 LiOH к -443,9 -487,8 42,70 Mg к 0 0 32,55 -601,2 MgO к -569,4 -601,2 26,94 Mg OH 2 к -833,8 -824,7 63,14 MgCO3 к -102,9 -1096 65,69 MgSO4 к -1173,7 -1279 91,63 MnO2 к -466,1 -519,4 53,14 Mn OH 2 к -616,4 -693,7 88,28 MnCl2 к -441,4 -468,6 117,15 N2 г 0 0 191,5 NH3 г -16,7 -46,9 192,5 N2H4 г 149,2 50,4 121,3 NH4OH р -254,2 -361,2 165,4 NH4Cl к -203,9 -315,4 94,56 NH4 2SO4 к -900,3 -1179,3 220,3 NO г 86,7 90,37 210,6 Вещество ?Gо298 КДж моль ?Hо298 КДж моль ?Sо298 КДж моль K ?Hо298350p КДж моль NO2 г 51,8 33,50 240,45 N2O4 г 98,28 9,66 304,3 NaF к -543,5 -570,3 51,3 NaCl к -384,9 -410 72,8 NaBr к -347,7 -359,8 83,7 NaJ к -284,5 -287,9 92,2 NaOH к -381,1 -427,8 64,18 Na2SO4 к -1267 -1384 149,4 Na2CO3 к -1048 -1129 136,0 Ni к 0 0 29,86 NiO к -216,5 -239,5 38,0 Ni OH 2 к -453,1 -538,0 79,5 O г 231,7 249,18 169,95 O2 г 0 0 205,0 O3 г 163,4 142,3 238,8 PH3 г 12,5 Pb к 0 0 64,9 PbBr2 к -260,4 -277,0 161,4 PbCl2 к -314,0 -359,1 136,4 PbJ2 к -173,8 -175,1 176,4 PbS к -92,7 -94,8 92,2 PbSO4 к -811,2 -918,1 147,28 PbO к -188,5 -217,8 69,45 PbO2 к -219,0 -276,6 76,44 SO2 г -300,4 -296,9 248,1 SO3 г -370,4 -395,2 256,23 SiO2 -кварца -847,2 -853,3 42,09 Zn к 0 0 41,59 ZnO к -318,2 -349,0 43,5 Zn OH к 2 -554,4 -642,2 84,9 ZnS к -239,8 -201 57,7 ZnSO4 к -870,7 -978,2 124,6 VIII. Соотношения между единицами энергии.

ЭРГ Дж Кал Вт г эВ ЭРГ 1 10-7 2,39 10-8 2,78 10-11 6,24 1011 Дж 107 1 0,239 2,78 10-4 6,25 1018 Кал 4,184 107 4,184 1 1,16 103 2,61 1019 Вт г 3,6 103 3,6 103 861 1 2,24 10-23 эВ 1,60 10-12 1,60 10-19 3,83 10-20 4,45 10-23 1 IX. Соотношения между некоторыми внесистемными единицами и СИ. Величина Единицы Эквивалент в СИ Длинна Микрон или микрометр мкм 1 10-5м Ангстрем оА 1 10-10м Давление Атмосфера атм 1,013 105 Па Миллиметр ртутного столба мм. рт. ст. 133,322 Па Энергия, работа, количество теплоты Электронвольт эВ 1,60 10-19 Дж Калория Кл 4,184 Дж Килокалория Ккал 4184 Дж Температура оС оС 273,16 К Растворимость солей, кислот и оснований в воде.