Академически обоснованные решения контрольной работы по общей и неорганической химии: от теории к практике

Ежегодно миллиарды долларов теряются по всему миру из-за коррозии металлов — процесса, который, на первый взгляд, кажется простым ржавлением, но на самом деле является сложной электрохимической реакцией. Это лишь один из множества примеров, почему глубокое понимание химии, от атомного строения до сложных равновесных процессов, критически важно для студентов технологических специальностей. Ведь именно эти знания формируют фундамент для будущих инженерных решений, будь то создание новых материалов, оптимизация производственных процессов или защита инфраструктуры от разрушения.

Введение: Цели, задачи и структура работы

Химия – это язык, на котором говорит мир вокруг нас. Для инженера, будущего специалиста в любой технологической области, владение этим языком означает способность понимать, анализировать и преобразовывать материальную реальность. Настоящая контрольная работа по общей и неорганической химии разработана как комплексный инструмент для углубленного изучения и систематизации знаний. Ее структура неслучайна: она последовательно ведет от фундаментальных понятий строения материи к сложным процессам, таким как химическое равновесие и электрохимическая коррозия. Цель этой работы – не только предоставить полные и академически обоснованные решения типовых задач, но и сформировать у студентов технологических специальностей (например, ТОГУ) глубокое понимание теоретических основ, а также отточить практические навыки применения химических законов и принципов. Каждый раздел контрольной работы представляет собой самодостаточную главу, где каждый тезис плана развернут в подробное объяснение, снабженное примерами, алгоритмами и обоснованиями, опирающимися на актуальные научные данные и признанные методики. Такой подход позволит студентам не просто найти правильный ответ, но и освоить логику его получения, что является ключевым для успешного освоения инженерных дисциплин.

Раздел 1. Газовые законы и стехиометрические расчеты: Основы количественного анализа

В сердце количественного анализа в химии лежат фундаментальные законы, описывающие поведение газов. Эти законы, наряду со стехиометрией, позволяют с высокой точностью предсказывать и измерять массы и объемы газообразных веществ, что критически важно для многих промышленных и научных процессов – от производства аммиака до разработки систем жизнеобеспечения в космосе. Понимание этих принципов открывает дверь к контролю над химическими реакциями в газовой фазе, а также обеспечивает фундамент для глубокого изучения строения атома и Периодического закона.

Теоретические основы газовых законов

Начнем с ключевых определений. Молярная масса (M) – это фундаментальная характеристика вещества, представляющая собой массу одного моля этого вещества. В системе СИ она выражается в килограммах на моль (кг/моль), хотя в химической практике чаще используется грамм на моль (г/моль). Численно молярная масса равна относительной молекулярной массе (M_r) для молекулярных соединений или относительной атомной массе (A_r) для атомарных веществ, но уже выраженной в г/моль. Относительная молекулярная масса, в свою очередь, представляет собой сумму относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы. Например, для углекислого газа CO₂, M_r = A_r(C) + 2 ⋅ A_r(O) = 12.01 + 2 ⋅ 16.00 = 44.01. Соответственно, его молярная масса будет 44.01 г/моль.

Центральным для понимания газовых законов является закон Авогадро. Он утверждает, что при одинаковых условиях температуры и давления равные объемы любых газов содержат одинаковое число молекул. Это означает, что один моль любого газа при идентичных внешних условиях будет занимать один и тот же объем. Исторически, нормальные условия (н.у.) были определены как температура 0 °C (или 273.15 K) и давление 1 атмосфера (или 101325 Па). При этих условиях молярный объем любого идеального газа составляет фиксированную величину – 22.4 литра на моль (V_m = 22.4 л/моль). Это универсальное число позволяет переходить от количества вещества к объему и наоборот.

Еще одной важной концепцией является относительная плотность газа (D). Она показывает, во сколько раз плотность одного газа больше плотности другого газа при тех же условиях. Математически это выражается как отношение плотностей ρ₁/ρ₂ или, что более удобно, как отношение их молярных масс M₁/M₂. Формула D = ρ₁/ρ₂ = M₁/M₂ позволяет легко определить молярную массу неизвестного газа, зная его плотность относительно газа с известной молярной массой (например, воздуха, M_{воздуха} ≈ 29 г/моль).

Алгоритм решения задач на газовые законы

Расчеты, связанные с газами, строятся на двух основных формулах, вытекающих из вышеупомянутых определений. Первая связывает массу вещества (m) с его количеством (n) и молярной массой (M):

1. Формула для массы: m = n ⋅ M

Вторая формула позволяет связать количество вещества (n) с объемом газа (V) и его молярным объемом (V_m):

2. Формула для количества вещества: n = V / Vm

Важно помнить, что V_m = 22.4 л/моль при нормальных условиях. Если условия отличаются от нормальных, необходимо использовать уравнение Менделеева-Клапейрона: pV = nRT, где p — давление, V — объем, n — количество вещества, R — универсальная газовая постоянная (8.314 Дж/(моль⋅К)), T — температура в Кельвинах.

Пример задачи и пошаговый алгоритм решения:

Задача: Определить массу 5.6 литров углекислого газа (CO₂) при нормальных условиях.

Пошаговая методика:

1. Шаг 1: Определение молярной массы вещества (M).
   Для CO₂, M(CO₂) = A_r(C) + 2 ⋅ A_r(O) = 12.01 г/моль + 2 ⋅ 16.00 г/моль = 44.01 г/моль.
2. Шаг 2: Определение количества вещества (n) из объема.
   Поскольку газ находится при нормальных условиях, мы используем молярный объем V_m = 22.4 л/моль.
   n(CO₂) = V(CO₂) / V_m = 5.6 л / 22.4 л/моль = 0.25 моль.
3. Шаг 3: Расчет массы вещества (m).
   Используем формулу m = n ⋅ M:
   m(CO₂) = 0.25 моль ⋅ 44.01 г/моль = 11.0025 г.

Ответ: Масса 5.6 литров углекислого газа при нормальных условиях составляет примерно 11.00 грамм.

Особое внимание следует уделять выбору правильных условий. Если бы в задаче были указаны другие температура и давление, мы бы не могли просто использовать 22.4 л/моль. Вместо этого, из уравнения pV = nRT сначала нашли бы n, а затем m. Например, если бы 5.6 л CO₂ находились при 25 °C (298.15 K) и 1.5 атм (151987.5 Па), то расчет количества вещества n = pV / RT был бы следующим:
n = (151987.5 Па ⋅ 0.0056 м3) / (8.314 Дж/(моль⋅К) ⋅ 298.15 К) ≈ 0.344 моль.
И только затем масса m = 0.344 моль ⋅ 44.01 г/моль ≈ 15.14 г.

Таким образом, точность расчетов массы и объема газов напрямую зависит от корректного учета всех параметров состояния газа.

Раздел 2. Строение атома и Периодический закон: Взаимосвязь структуры и свойств

Фундаментальное понимание химии начинается с атома. Его строение – это не просто академическая абстракция, а ключ к объяснению всех химических явлений, от образования связей до реакционной способности элементов. Периодический закон, в свою очередь, гениально систематизирует эти знания, позволяя предсказывать свойства элементов лишь по их положению в таблице. Это как карта, где каждая клеточка – это уникальный мир, но все миры подчиняются общим правилам. Разве не удивительно, как несколько базовых принципов определяют всё химическое многообразие?

Определение состава атома и электронная конфигурация

Атом, как известно, состоит из ядра и электронной оболочки. Ядро содержит протоны и нейтроны, а вокруг него по орбиталям движутся электроны.

• Число протонов (Z) в ядре атома, которое также называют атомным номером, равно порядковому номеру элемента в Периодической таблице Д.И. Менделеева. Именно число протонов определяет химическую индивидуальность элемента.
• В нейтральном атоме число электронов всегда равно числу протонов, что обеспечивает электрическую нейтральность атома.
• Число нейтронов (N) в ядре определяется как разность между массовым числом изотопа (A) и числом протонов (Z): N = A - Z. Массовое число (A) представляет собой сумму протонов и нейтронов в ядре и обычно указывается в верхнем левом углу символа элемента.

Изотопы — это атомы одного и того же химического элемента, которые имеют одинаковое число протонов, но различаются числом нейтронов, а следовательно, и массовым числом. Нуклид – это конкретный вид атома, характеризующийся определенным числом протонов и нейтронов. Его обозначают как ^A_ZX, где X – символ элемента, Z – атомный номер (число протонов), A – массовое число. Например, изотоп хлора-37 будет обозначен как ³⁷₁₇Cl. Здесь Z = 17 (17 протонов), A = 37. Следовательно, число нейтронов N = 37 — 17 = 20. В нейтральном атоме хлора-37 будет 17 электронов.

Электронная конфигурация описывает распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям. Принципы ее составления:

1. Принцип Паули: на одной атомной орбитали может находиться не более двух электронов, при этом их спины должны быть противоположны (↑↓).
2. Принцип наименьшей энергии (Правило Клечковского): электроны заполняют орбитали в порядке возрастания их энергии.
3. Правило Хунда: в пределах одного подуровня электроны сначала занимают все орбитали по одному (с параллельными спинами), а затем происходит спаривание.

Пример: Определим состав атома и электронную конфигурацию изотопа ²⁷₁₃Al.

• Число протонов (Z): Порядковый номер алюминия в ПС – 13. Значит, Z = 13.
• Число электронов: В нейтральном атоме равно числу протонов, то есть 13.
• Число нейтронов (N): N = A - Z = 27 - 13 = 14.

Электронная конфигурация алюминия (Z=13):
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹.

Распределение электронов по квантовым ячейкам (графическая схема):

1s: ↑↓
2s: ↑↓
2p: ↑↓ ↑↓ ↑↓
3s: ↑↓
3p: ↑_ _ _

Таким образом, последний электрон алюминия находится на 3p-подуровне.

Классификация элементов по электронному семейству

Классификация элементов по электронному семейству основывается на том, какой подуровень заполняется последним электроном в основном состоянии атома. Это разделение тесно связано с положением элемента в Периодической системе и предопределяет многие его химические свойства.

1. s-элементы: Это элементы IA и IIA групп (щелочные и щелочноземельные металлы), а также водород и гелий. У них последние электроны заполняют s-подуровень внешнего электронного слоя. Общая электронная формула их внешнего слоя – ns^1-2. Например, натрий (Na) имеет внешнюю конфигурацию 3s¹, а магний (Mg) – 3s². Эти элементы являются типичными металлами, легко отдающими электроны.
2. p-элементы: К ним относятся элементы главных подгрупп с 13 по 18 группы (от бора до инертных газов). У этих элементов последние электроны заполняют p-подуровень внешнего электронного слоя. Их общая электронная формула внешнего слоя – ns²np^1-6. Примеры: углерод (2s²2p²), азот (2s²2p³), кислород (2s²2p⁴), фтор (2s²2p⁵). Среди p-элементов встречаются как металлы, так и неметаллы, а также полуметаллы, что обусловливает широкое разнообразие их химических свойств.
3. d-элементы (переходные металлы): Эти элементы расположены в побочных подгруппах с 3 по 12 группы. У них последние электроны заполняют d-подуровень предвнешнего (n-1) энергетического уровня. Общая электронная формула – (n-1)d^1-10ns^1-2. Примеры: железо (Fe) [Ar]3d⁶4s², медь (Cu) [Ar]3d¹⁰4s¹. d-элементы – это типичные металлы, которые часто проявляют переменную степень окисления и образуют окрашенные соединения.
4. f-элементы (лантаноиды и актиноиды): Это элементы, вынесенные в отдельные ряды внизу таблицы. У них последние электроны заполняют f-подуровень третьего снаружи (n-2) энергетического уровня. Общая электронная формула – (n-2)f^1-14(n-1)d^0-1ns². Примеры: лантан (La) [Xe]5d¹6s², уран (U) [Rn]5f³6d¹7s². f-элементы также являются металлами, многие из которых радиоактивны.

Эта классификация помогает систематизировать химические свойства элементов и понять, почему, например, натрий и калий так похожи, а фтор и хлор обладают схожими, но не идентичными характеристиками.

Закономерности изменения свойств в Периодической системе

Периодическая система элементов Менделеева – это не просто таблица, а глубокое отражение фундаментальных законов природы, определяющих свойства атомов и их химическое поведение. Изменения металлических и неметаллических свойств в периодах и группах следуют четким закономерностям, объясняемым особенностями строения атома.

В периодах (слева направо):

• Ослабление металлических свойств и усиление неметаллических: По мере движения по периоду слева направо, заряд ядра атома (Z) увеличивается, а количество электронных слоев остается неизменным. Увеличение заряда ядра приводит к более сильному притяжению валентных электронов к ядру. При этом атомный радиус, как правило, уменьшается. Усиление притяжения затрудняет отдачу электронов и облегчает их принятие, что является характерной чертой неметаллов.
• Энергия ионизации (энергия, необходимая для отрыва электрона) возрастает, а электроотрицательность (способность атома притягивать электроны в химической связи) увеличивается. Таким образом, элементы в начале периода (например, щелочные металлы) являются сильными восстановителями, а в конце (галогены) – сильными окислителями.

В главных подгруппах (сверху вниз):

• Усиление металлических свойств и ослабление неметаллических: При движении сверху вниз по главной подгруппе увеличивается число электронных оболочек, что приводит к значительному увеличению атомного радиуса. Несмотря на возрастание заряда ядра, внешние электроны оказываются все дальше от ядра и экранируются внутренними электронными слоями. Это ослабляет притяжение валентных электронов к ядру.
• Уменьшение силы притяжения облегчает отдачу электронов, что усиливает металлические свойства. Соответственно, энергия ионизации уменьшается, а электроотрицательность снижается. Это объясняет, почему, например, цезий является гораздо более активным металлом, чем литий.

Таким образом, Периодическая система позволяет не только классифицировать элементы, но и предсказывать их химические свойства, исходя из их атомного строения и положения в таблице.

Водородные соединения неметаллов: Прогнозирование образования и свойств

Водородные соединения неметаллов представляют собой интересную и важную группу веществ, демонстрирующую четкие закономерности в своих свойствах, которые напрямую зависят от положения элемента в Периодической системе.

Прогнозирование образования газообразных водородных соединений:

Газообразные водородные соединения образуют преимущественно неметаллы, которые располагаются в главных подгруппах IV-VII групп Периодической системы. Это связано с тем, что в этих группах неметаллы имеют достаточное количество валентных электронов для образования ковалентных связей с водородом.

• IV группа: Неметаллы этой группы (C, Si) образуют соединения общей формулы EH₄.
  • Метан (CH₄) – основной компонент природного газа, широко используемый в качестве топлива.
  • Силан (SiH₄) – токсичный газ, применяемый в производстве полупроводников.
• V группа: Неметаллы (N, P, As) образуют соединения общей формулы EH₃.
  • Аммиак (NH₃) – важнейшее промышленное вещество, сырье для производства удобрений.
  • Фосфин (PH₃) – крайне токсичный газ, используемый в фумигации.
  • Арсин (AsH₃) – очень ядовитый газ.
• VI группа: Неметаллы (S, Se, Te) образуют соединения общей формулы H₂E.
  • Сероводород (H₂S) – газ с характерным запахом тухлых яиц, токсичен.
  • Селеноводород (H₂Se) и Теллуроводород (H₂Te) – аналоги сероводорода, еще более токсичные.
  • Важно отметить, что вода (H₂O) также является водородным соединением кислорода (VI группа), но при обычных условиях она находится в жидком агрегатном состоянии благодаря наличию сильных водородных связей.
• VII группа (галогены): Неметаллы этой группы (F, Cl, Br, I) образуют соединения общей формулы HE.
  • Фтороводород (HF) – плавиковая кислота, очень агрессивная.
  • Хлороводород (HCl) – соляная кислота, одна из сильнейших неорганических кислот.
  • Бромоводород (HBr) и Йодоводород (HI) – также сильные кислоты.

Закономерности изменения кислотных свойств:

Кислотные свойства водородных соединений неметаллов проявляют четкие тенденции как по периодам, так и по группам.

В периодах (слева направо): Кислотные свойства водородных соединений неметаллов усиливаются с увеличением порядкового номера элемента. Это связано с увеличением электроотрицательности неметалла, что приводит к усилению полярности связи H-E и облегчает отщепление протона H⁺.

• Пример 3-го периода: CH₄ (нейтрален) → NH₃ (слабое основание) → H₂O (амфотерное) → HF (слабая кислота).
• Пример 3-го периода для неметаллов: H₂S (слабая кислота) → HCl (сильная кислота). Здесь усиление кислотных свойств связано с тем, что хлор более электроотрицателен, чем сера, что делает связь H-Cl более полярной и облегчает диссоциацию.

В главных подгруппах (сверху вниз): Кислотные свойства водных растворов водородных соединений неметаллов усиливаются сверху вниз. В данном случае определяющим фактором становится не электроотрицательность, а радиус атома неметалла и, как следствие, длина и прочность связи H-E. По мере увеличения атомного радиуса длина связи H-E увеличивается, а ее прочность уменьшается. Это облегчает разрыв связи и диссоциацию на H⁺ и E^—.

• Пример VII группы: HF (слабая кислота) → HCl (сильная кислота) → HBr (сильная кислота) → HI (сильная кислота). Фтороводород является слабой кислотой, несмотря на высокую электроотрицательность фтора, из-за очень прочной водородной связи. Однако по мере увеличения радиуса галогена (Cl, Br, I) прочность связи H-E уменьшается, что и приводит к усилению кислотных свойств.

Таким образом, свойства водородных соединений неметаллов являются наглядной иллюстрацией глубокой взаимосвязи между строением атома, его положением в Периодической системе и химическим поведением.

Раздел 3. Химическое равновесие и кинетика: Управление химическими процессами

Химические реакции редко идут до конца в одном направлении. Большинство из них являются обратимыми, и их исход определяется динамическим балансом между прямой и обратной реакциями – состоянием химического равновесия. Понимание термодинамических и кинетических основ равновесия позволяет не только предсказывать поведение химических систем, но и эффективно управлять ими, оптимизируя выход продуктов и контролируя скорость процессов, что имеет огромное значение в химической промышленности и экологии.

Термодинамические критерии химического равновесия

Представьте себе две команды, перетягивающие канат: в какой-то момент силы уравновешиваются, и канат останавливается, хотя каждая команда продолжает прилагать усилия. Это хорошая аналогия для химического равновесия – динамического состояния системы, при котором скорости прямой и обратной реакции становятся равными. В этот момент концентрации всех реагентов и продуктов перестают изменяться, оставаясь постоянными.

С термодинамической точки зрения, условие термодинамического равновесия при постоянных температуре (T) и давлении (P) определяется изменением энергии Гиббса (ΔG). Для любого процесса, идущего при таких условиях, самопроизвольное протекание происходит, если ΔG < 0. Если ΔG > 0, процесс несамопроизволен в данном направлении, но может идти в обратном. При равновесии ΔG = 0. Это означает, что система достигла состояния с минимальной энергией Гиббса, и у нее больше нет «движущей силы» для изменения в каком-либо направлении.

Стандартное изменение энергии Гиббса (ΔG°) связано с двумя другими ключевыми термодинамическими функциями: энтальпией (ΔH°) и энтропией (ΔS°) реакции. Эта связь выражается знаменитым уравнением Гиббса-Гельмгольца:

ΔG° = ΔH° - TΔS°

Где:

• ΔG° – стандартное изменение энергии Гиббса (измеряется в Дж/моль или кДж/моль).
• ΔH° – стандартное изменение энтальпии (тепловой эффект реакции, измеряется в Дж/моль или кДж/моль).
• T – абсолютная температура в Кельвинах (K).
• ΔS° – стандартное изменение энтропии (измеряется в Дж/(моль⋅К) или кДж/(моль⋅К)).

Из этого уравнения логически вытекает возможность расчета температуры наступления равновесия (T_равн), то есть температуры, при которой ΔG° = 0. Перегруппировав члены, получаем:

Tравн = ΔH° / ΔS°

Алгоритм расчета T_равн:

1. Записать сбалансированное уравнение реакции.
2. Найти стандартные термодинамические величины (ΔH°_f и S°) для всех реагентов и продуктов в справочной литературе.
   • В качестве авторитетных источников используются специализированные термодинамические базы данных и программные комплексы (например, MALT2, F*A*C*T-Web, Thermo-Calc, NASA CEA), а также справочники серии «Термические свойства индивидуальных веществ» (ТСИВ) и электронная информационно-справочная система «Термические Константы Веществ» (ТКВ) химического факультета МГУ. Международным стандартом является «CRC Handbook of Chemistry and Physics».
3. Рассчитать стандартное изменение энтальпии реакции (ΔH°_{реакции}) по закону Гесса:
   ΔH°реакции = Σ (nпродуктов ⋅ ΔH°f, продуктов) - Σ (nреагентов ⋅ ΔH°f, реагентов)
   где n – стехиометрические коэффициенты, а ΔH°_f – стандартные энтальпии образования.
4. Рассчитать стандартное изменение энтропии реакции (ΔS°_{реакции}) по закону Гесса:
   ΔS°реакции = Σ (nпродуктов ⋅ S°продуктов) - Σ (nреагентов ⋅ S°реагентов)
   где S° – стандартные абсолютные энтропии веществ.
5. Рассчитать температуру равновесия: Tравн = ΔH°реакции / ΔS°реакции.
   Важно: убедитесь, что ΔH° и ΔS° имеют одинаковые единицы (например, кДж и кДж/К, или Дж и Дж/К), чтобы получить температуру в Кельвинах.

Этот подход позволяет не только определить температуру, при которой система находится в равновесии, но и понять, будет ли реакция протекать самопроизвольно при других температурах, и в каком направлении.

Влияние температуры на скорость реакции: Правило Вант-Гоффа

Скорость химической реакции — это жизненно важный параметр, определяющий эффективность любого химического процесса. Одним из наиболее значимых факторов, влияющих на эту скорость, является температура. Нагревание, как правило, ускоряет большинство реакций, и это явление находит свое приближенное, но весьма полезное количественное описание в правиле Вант-Гоффа.

Это правило гласит, что при повышении температуры на каждые 10 °C скорость большинства химических реакций увеличивается в 2–4 раза. Это эмпирическое наблюдение объясняется тем, что при увеличении температуры возрастает кинетическая энергия молекул, увеличивается число эффективных соударений (тех, что приводят к реакции), и большая доля молекул достигает энергии активации.

Математическое выражение правила Вант-Гоффа выглядит следующим образом:

ν2 = ν1 ⋅ γ(T2-T1)/10

Где:

• ν₁ – скорость реакции при начальной температуре T₁.
• ν₂ – скорость реакции при конечной температуре T₂.
• T₁ и T₂ – температуры, выраженные в градусах Цельсия или Кельвинах (главное, чтобы разность температур была в градусах).
• γ (гамма) – температурный коэффициент Вант-Гоффа. Этот коэффициент показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10 °C. Значение γ, как правило, находится в диапазоне от 2 до 4.

Пример применения правила Вант-Гоффа:

Предположим, скорость реакции при 20 °C равна ν₁, а температурный коэффициент γ = 3. Чему будет равна скорость реакции при 50 °C?

ν2 = ν1 ⋅ 3(50-20)/10 = ν1 ⋅ 330/10 = ν1 ⋅ 33 = ν1 ⋅ 27

Таким образом, скорость реакции увеличится в 27 раз.

Применимость и ограничения правила Вант-Гоффа:

Важно понимать, что правило Вант-Гоффа является приближенным. Оно дает достаточно точные результаты только в относительно небольшом температурном интервале, обычно от 0 до 100 °C. Для реакций, протекающих при очень высоких или очень низких температурах, или имеющих сложный механизм, это правило может давать значительные отклонения. Кроме того, правило применимо для реакций с энергией активации в диапазоне 60–120 кДж/моль. Для реакций с очень низкой или очень высокой энергией активации его точность снижается. Несмотря на эти ограничения, правило Вант-Гоффа остается ценным инструментом для быстрой оценки влияния температуры на скорость реакции во многих практических ситуациях.

Константа равновесия и расчет концентраций

Константа равновесия (K_с) — это один из фундаментальных показателей химической термодинамики, который количественно характеризует положение химического равновесия. Она показывает, в какой степени исходные вещества превращаются в продукты реакции при данной температуре.

Для обратимой реакции общего вида:

aA + bB ⇄ cC + dD

где a, b, c, d — стехиометрические коэффициенты, а A, B, C, D — реагенты и продукты, константа равновесия K_с выражается как отношение произведений равновесных концентраций продуктов к произведению равновесных концентраций реагентов, каждая из которых возведена в степень, равную ее стехиометрическому коэффициенту:

Kс = ([C]c[D]d) / ([A]a[B]b)

Где [X] обозначает равновесную молярную концентрацию вещества X. Важно, что K_с — это величина постоянная для данной химической реакции при данной температуре, и она не зависит от начальных концентраций веществ или катализаторов.

Алгоритм расчета константы равновесия по равновесным концентрациям:

1. Записать сбалансированное уравнение реакции. Убедиться, что стехиометрические коэффициенты правильно расставлены.
2. Определить равновесные концентрации всех веществ, участвующих в реакции (газов и растворенных веществ). Концентрации твердых веществ и чистых жидкостей в выражение для K_с не включаются, так как их «эффективные» концентрации считаются постоянными.
3. Подставить равновесные концентрации в выражение для K_с и произвести расчет.

Пример: Реакция синтеза аммиака: N₂(г) + 3H₂(г) ⇄ 2NH₃(г).
Допустим, при равновесии концентрации составляют: [N₂] = 0.5 М, [H₂] = 1.5 М, [NH₃] = 0.2 М.
Kс = [NH3]2 / ([N2]1[H2]3) = (0.2)2 / (0.5 ⋅ (1.5)3) = 0.04 / (0.5 ⋅ 3.375) = 0.04 / 1.6875 ≈ 0.0237

Пошаговая методика расчета начальных концентраций из равновесных:

Часто бывает необходимо определить, какими были начальные концентрации веществ, если известны равновесные и константа равновесия (или можно ее рассчитать).

1. Записать сбалансированное уравнение реакции.
2. Составить таблицу изменений концентраций: Обычно используется подход «Начало – Изменение – Равновесие» (ICE-таблица: Initial — Change — Equilibrium).

Вещество	Начальная концентрация (M)	Изменение концентрации (M)	Равновесная концентрация (M)
A	[A]нач	-a ⋅ ΔC	[A]равн
B	[B]нач	-b ⋅ ΔC	[B]равн
C	[C]нач	+c ⋅ ΔC	[C]равн
D	[D]нач	+d ⋅ ΔC	[D]равн

• Если известно, сколько продукта образовалось или сколько реагента прореагировало, это значение и будет ΔC (изменение концентрации).
• Изменения концентраций реагентов и продуктов связаны стехиометрическими коэффициентами. Например, если образовалось x моль/л продукта C, то прореагировало (a/c)x моль/л реагента A.

3. Определить изменения концентраций (ΔC) для всех веществ, исходя из стехиометрии реакции и известных равновесных концентраций. Если, например, равновесная концентрация продукта C = [C]_равн, а его начальная концентрация была 0, то изменение концентрации C равно [C]_равн. Тогда изменение для реагента A будет -a/c ⋅ [C]_равн.
4. Рассчитать начальные концентрации:
   • Начальная концентрация реагента = Равновесная концентрация реагента + Изменение концентрации реагента (если реагент расходуется).
   • Начальная концентрация продукта = Равновесная концентрация продукта — Изменение концентрации продукта (если продукт образуется, а начальная концентрация была 0). Если начальная концентрация продукта была ненулевой, то [Продукт]_нач = [Продукт]_равн — Изменение концентрации продукта.

Значение K_с как меры положения равновесия:

• Если K_с >> 1 (больше 1), равновесие сильно смещено в сторону образования продуктов. Реакция практически идет до конца.
• Если K_с << 1 (много меньше 1), равновесие сильно смещено в сторону исходных реагентов. Реакция протекает в малой степени.
• Если K_с ≈ 1, то при равновесии в системе присутствуют сопоставимые количества как реагентов, так и продуктов.

Понимание и расчет K_с — это мощный инструмент для контроля и оптимизации химических процессов.

Окислители в системе: Сравнительный анализ

В мире химии, где атомы постоянно обмениваются электронами, процессы окисления и восстановления играют центральную роль. Они лежат в основе горения, коррозии, дыхания и тысяч других жизненно важных и промышленных реакций. Ключевой фигурой в этих процессах является окислитель.

Окислитель — это вещество, которое принимает электроны от другого вещества, тем самым понижая свою собственную степень окисления. Принимая электроны, окислитель вынуждает другое вещество отдавать их, то есть окисляет его. Сам окислитель при этом восстанавливается.

Как определяется сила окислителя?

Сила окислителя определяется его способностью присоединять электроны. Чем легче атом или ион принимает электроны, тем сильнее он как окислитель. Эта способность количественно выражается через стандартный электродный потенциал (E°).

• В электрохимическом ряду напряжений металлов (или ряду стандартных электродных потенциалов) вещества расположены в порядке возрастания их окислительной способности (уменьшения восстановительной способности).
• Чем выше (более положительный) стандартный электродный потенциал полуреакции восстановления, тем сильнее соответствующая окисленная форма (окислитель) как акцептор электронов. И наоборот, чем ниже (более отрицательный) потенциал, тем слабее окислитель и тем сильнее соответствующая восстановленная форма (восстановитель).

Методика определения более сильного окислителя в заданной системе:

1. Выделить все потенциальные окислители в системе. Это могут быть ионы, молекулы или даже атомы, которые содержат элементы в высоких степенях окисления или имеют вакантные орбитали для принятия электронов.
2. Записать полуреакции восстановления для каждого из этих окислителей.
3. Найти стандартные электродные потенциалы (E°) для этих полуреакций в справочной литературе (например, в учебниках по электрохимии или таблицах стандартных электродных потенциалов).
4. Сравнить значения E°: Окислитель, соответствующий полуреакции с более высоким (более положительным) значением стандартного электродного потенциала, будет более сильным окислителем.

Пример: Определить, что является более сильным окислителем: Cl₂ или Br₂?

1. Потенциальные окислители: Cl₂ и Br₂.
2. Полуреакции восстановления:
   • Cl₂ + 2e^— → 2Cl^—
   • Br₂ + 2e^— → 2Br^—
3. Стандартные электродные потенциалы:
   • E°(Cl₂/Cl^—) = +1.36 В
   • E°(Br₂/Br^—) = +1.07 В
4. Сравнение: E°(Cl₂/Cl^—) > E°(Br₂/Br^—).

Вывод: Хлор (Cl₂) является более сильным окислителем, чем бром (Br₂). Это означает, что хлор может вытеснить бром из его солей (например, Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂), но бром не сможет вытеснить хлор.

Понимание этого принципа позволяет предсказывать направление окислительно-восстановительных реакций и выбирать подходящие окислители для конкретных химических задач.

Раздел 4. Типы химических реакций: Окислительно-восстановительные процессы и реакции с NaOH

Химические реакции – это бесконечное многообразие превращений веществ, однако за этим разнообразием скрываются четкие закономерности и классификации. Двумя из наиболее важных категорий реакций, с которыми сталкиваются студенты-технологи, являются окислительно-восстановительные процессы (ОВР), лежащие в основе многих промышленных циклов, и реакции с сильными основаниями, такими как гидроксид натрия (NaOH), участвующие в процессах очистки, синтеза и анализа. Систематизация этих знаний – ключ к пониманию и управлению химическими процессами.

Взаимодействие неорганических соединений с гидроксидом натрия

Гидроксид натрия (NaOH), известная как каустическая сода или едкий натр, является одним из сильнейших оснований. Благодаря своей высокой реакционной способности, он вступает во взаимодействие с широким кругом неорганических соединений. Понимание этих реакций критически важно для химической практики.

Классификация типов неорганических соединений, взаимодействующих с NaOH:

1. Кислоты: NaOH, будучи сильным основанием, легко вступает в реакции нейтрализации с кислотами, образуя соль и воду. Это классическая кислотно-основная реакция.
   • Молекулярное уравнение: HCl + NaOH → NaCl + H2O
   • Полное ионное уравнение: H+(водн) + Cl-(водн) + Na+(водн) + OH-(водн) → Na+(водн) + Cl-(водн) + H2O(ж)
   • Ионно-молекулярное уравнение: H+(водн) + OH-(водн) → H2O(ж)
2. Кислотные оксиды: Это оксиды неметаллов, которым соответствуют кислоты. Они реагируют с сильными основаниями, образуя соль и воду.
   • Молекулярное уравнение: CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O
   • Ионно-молекулярное уравнение: CO2(г) + 2OH-(водн) → CO32-(водн) + H2O(ж)
     • Примечание: CO₂ является газом и не диссоциирует в растворе, поэтому записывается в молекулярной форме в ионно-молекулярном уравнении.
   • Пример с SO₃: SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O. (Аналогично, SO3 + 2OH- → SO42- + H2O).
3. Амфотерные оксиды и гидроксиды: Это соединения, которые могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. С сильными основаниями, такими как NaOH, они реагируют, проявляя свои кислотные свойства.
   • Реакции в водном растворе (с образованием комплексных гидроксосолей):
     • Молекулярное уравнение (для Al(OH)₃): Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)
     • Ионно-молекулярное уравнение: Al(OH)3(тв) + OH-(водн) → [Al(OH)4]-(водн)
     • Пример с ZnO: ZnO + 2NaOH(конц.) + H2O → Na2[Zn(OH)4]. (Ионно: ZnO(тв) + 2OH-(водн) + H2O → [Zn(OH)4]2-(водн)).
   • Реакции при сплавлении (с образованием солей, где амфотерный элемент входит в состав аниона):
     • Молекулярное уравнение (для Al₂O₃): Al2O3 + 2NaOH (расплав) → 2NaAlO2 (метаалюминат натрия) + H₂O
     • Пример с Be(OH)₂: Be(OH)2 + 2NaOH (расплав) → Na2BeO2 + 2H2O.
4. Соли: NaOH может реагировать с солями, если в результате реакции образуется осадок, газ или слабый электролит (например, вода). Это реакции ионного обмена.
   • Молекулярное уравнение (с образованием осадка): CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4
   • Полное ионное уравнение: Cu2+(водн) + SO42-(водн) + 2Na+(водн) + 2OH-(водн) → Cu(OH)2(тв) + 2Na+(водн) + SO42-(водн)
   • Ионно-молекулярное уравнение: Cu2+(водн) + 2OH-(водн) → Cu(OH)2(тв)
   • Пример (с солью аммония): NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3↑ + H2O (образуется слабый электролит NH₄OH, который разлагается на NH₃ и H₂O). Ионно: NH4+(водн) + OH-(водн) → NH3(г) + H2O(ж).

Понимание этих реакций позволяет студентам прогнозировать продукты, условия их протекания и правильно записывать химические уравнения в различных формах.

Метод электронного баланса для ОВР

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это краеугольный камень неорганической химии, лежащий в основе множества природных и технологических процессов. Главный принцип ОВР — сохранение электрического заряда: число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем. Для расстановки коэффициентов в таких реакциях используется метод электронного баланса.

Алгоритм расстановки коэффициентов методом электронного баланса:

1. Запись схемы реакции: Запишите все реагенты и продукты реакции без коэффициентов.
   • Пример: KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 → K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O
2. Определение степеней окисления всех элементов: Определите степени окисления атомов всех элементов в каждом соединении, чтобы выявить те, которые изменяют свою степень окисления.
   • K⁺¹Mn⁺⁷O₄^-2 + H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 + Fe⁺²S⁺⁶O₄^-2 → K₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 + Mn⁺²S⁺⁶O₄^-2 + Fe₂⁺³(S⁺⁶O₄^-2)₃ + H₂⁺¹O^-2
   • Изменяют степень окисления: Mn (с +7 на +2) и Fe (с +2 на +3).
3. Составление полуреакций окисления и восстановления:
   • Восстановление (прием электронов): Mn+7 + 5e- → Mn+2
   • Окисление (отдача электронов): Fe+2 - 1e- → Fe+3
4. Уравнивание числа электронов с помощью наименьшего общего кратного (НОК):
   • Для Mn: 5 электронов. Для Fe: 1 электрон. НОК = 5.
   • Mn+7 + 5e- → Mn+2 | множитель 1
   • Fe+2 - 1e- → Fe+3 | множитель 5
5. Перенос множителей в уравнение реакции:
   Множители, найденные в предыдущем шаге, становятся стехиометрическими коэффициентами перед соответствующими веществами в исходном уравнении.
   • 1 KMnO4 + H2SO4 + 5 FeSO4 → K2SO4 + 1 MnSO4 + 5/2 Fe2(SO4)3 + H2O
   • Так как коэффициент Fe₂(SO₄)₃ получился дробным, умножаем все коэффициенты на 2, чтобы избавиться от дробей.
   • 2 KMnO4 + H2SO4 + 10 FeSO4 → K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + H2O
6. Расстановка остальных коэффициентов подбором:
   Сначала уравнивают атомы металлов (кроме тех, которые уже уравнены), затем неметаллов (кроме водорода и кислорода), затем водород, и в конце кислород (для проверки).
   • K: Слева 2 атома (в 2KMnO₄), справа должно быть 2 атома (K₂SO₄). Коэффициент перед K₂SO₄ = 1.
   • Mn: Слева 2 атома, справа 2 атома (в 2MnSO₄). Уравнено.
   • Fe: Слева 10 атомов, справа 10 атомов (в 5Fe₂(SO₄)₃). Уравнено.
   • S: Слева: 1 (из KMnO₄, но S не в KMnO₄) + 1 (из H₂SO₄) + 10 (из FeSO₄) = 11S. Справа: 1 (из K₂SO₄) + 2 (из MnSO₄) + 5 ⋅ 3 (из Fe₂(SO₄)₃) = 1 + 2 + 15 = 18S.
     • Необходимо добавить серу слева. Добавим к H₂SO₄. Разница 18 — 11 = 7. Значит, перед H₂SO₄ ставим 7.
     • 2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 FeSO4 → 1 K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + H2O
     • *(Пересчитаем S: 8 (из H₂SO₄) + 10 (из FeSO₄) = 18S. Справа 18S. Уравнено.)*
   • H: Слева 8 ⋅ 2 = 16 атомов (из 8H₂SO₄). Справа 16 атомов (в 8H₂O). Коэффициент перед H₂O = 8.
   • O: Проверяем кислород:
     • Слева: 2 ⋅ 4 (KMnO₄) + 8 ⋅ 4 (H₂SO₄) + 10 ⋅ 4 (FeSO₄) = 8 + 32 + 40 = 80O.
     • Справа: 1 ⋅ 4 (K₂SO₄) + 2 ⋅ 4 (MnSO₄) + 5 ⋅ 12 (Fe₂(SO₄)₃) + 8 ⋅ 1 (H₂O) = 4 + 8 + 60 + 8 = 80O.
     • Кислород уравнен.

Полностью уравненное уравнение:
2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 FeSO4 → K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + 8 H2O

Определение ролей:

• Окислитель: Вещество, которое принимает электроны и восстанавливается. В данном случае это KMnO₄, так как Mn⁺⁷ понижает степень окисления до Mn⁺².
• Восстановитель: Вещество, которое отдает электроны и окисляется. В данном случае это FeSO₄, так как Fe⁺² повышает степень окисления до Fe⁺³.
• Окисляющееся вещество: Вещество, содержащее атом, который отдает электроны (является восстановителем). Это FeSO₄.
• Восстанавливающееся вещество: Вещество, содержащее атом, который принимает электроны (является окислителем). Это KMnO₄.

Этот метод обеспечивает систематический подход к уравниванию ОВР, гарантируя соблюдение закона сохранения массы и заряда.

Раздел 5. Электрохимия: Защита металлов от коррозии

В современном мире, где металлы являются основой инфраструктуры, от зданий до трубопроводов, проблема их разрушения от коррозии стоит особенно остро. Ежегодные потери от коррозии исчисляются миллиардами долларов, что делает задачу защиты металлов одной из приоритетных для инженеров и химиков. В этом контексте электрохимия предлагает элегантные и эффективные решения, одним из которых является катодная защита.

Принцип электрохимической коррозии

Прежде чем говорить о защите, необходимо понять врага. Коррозия металлов — это не просто медленное разрушение, а сложный электрохимический процесс, который происходит, когда металл контактирует с электропроводящей средой (например, водой, влажным воздухом, растворами солей или кислот). По сути, металл начинает вести себя как электрод в гальваническом элементе.

Механизм разрушения выглядит следующим образом:

1. Анодные участки: На поверхности металла возникают микроскопические участки, которые ведут себя как аноды. Здесь металл окисляется, то есть теряет электроны, переходя в ионное состояние:
   Me → Men+ + ne-
   Для железа это выглядит как: Fe → Fe2+ + 2e-.
   Это и есть процесс разрушения металла.
2. Катодные участки: Электроны, высвободившиеся на анодных участках, перемещаются по металлу к другим участкам, которые действуют как катоды. Здесь происходит восстановление какого-либо компонента среды. В нейтральных или щелочных растворах это обычно кислород:
   O2 + 2H2O + 4e- → 4OH-
   В кислых средах это может быть водород:
   2H+ + 2e- → H2
3. Замыкание цепи: Ионы металла, образовавшиеся на аноде, и ионы, образовавшиеся на катоде (например, OH^—), могут вступать в дальнейшие реакции, приводя к образованию продуктов коррозии (например, ржавчины — гидратированных оксидов железа).

Электрохимическая коррозия является самоподдерживающимся процессом, поскольку сам металл и электролит образуют гальваническую пару. Эффективное уравнивание ОВР методом электронного баланса, как мы видели ранее, является ключом к пониманию этих процессов.

Катодная защита металлов: Теория и практика

На фоне разрушительной силы коррозии, катодная защита выступает как один из наиболее эффективных и широко применяемых электрохимических методов предотвращения разрушения металлов. Его принцип заключается в том, чтобы перевести всю защищаемую металлическую конструкцию в катодное состояние. Это означает, что на поверхности защищаемого объекта будут протекать только процессы восстановления, а процесс окисления (разрушения металла) будет полностью подавлен.

Как это достигается? Существует два основных способа:

1. Защита внешним током: К защищаемому объекту (например, трубопроводу, корпусу корабля) подключается отрицательный полюс внешнего источника постоянного тока. Положительный полюс подключается к вспомогательному, обычно нерастворимому, аноду, который погружен в ту же электропроводящую среду. Таким образом, электроны постоянно подаются на защищаемую поверхность, делая ее катодом. Окисление при этом происходит на вспомогательном аноде, который специально выбирается из материалов, устойчивых к разрушению или легко заменяемых.
2. Протекторная защита (использование жертвенного анода): К защищаемому металлу присоединяют другой металл, который является более электроотрицательным (более активным восстановителем) по сравнению с защищаемым. Этот «жертвенный» металл начинает действовать как анод в образующейся гальванической паре, окисляясь и разрушаясь, в то время как защищаемый металл становится катодом и остается неповрежденным. Примеры материалов для жертвенных анодов включают цинк (для защиты стали), магний (для более агрессивных сред) и алюминий.

Преимущество катодной защиты заключается в том, что она не только предотвращает начало коррозии, но и способна остановить уже начавшийся процесс, переводя анодные участки в катодные. Этот метод является основой защиты трубопроводов, морских сооружений, подземных хранилищ и многих других критически важных металлических конструкций.

Электронные уравнения процессов катодной защиты

Для того чтобы полностью понять, как работает катодная защита, рассмотрим электронные уравнения процессов, происходящих на защищаемом металле (катоде) и на жертвенном аноде, на примере защиты железа.

Предположим, мы защищаем железо (Fe) от коррозии, используя в качестве жертвенного протектора магний (Mg). Магний выбран потому, что он является более активным металлом, чем железо, и имеет более отрицательный стандартный электродный потенциал. Это означает, что магний будет легче отдавать электроны, чем железо.

1. Процессы на защищаемой поверхности (железо – катод):
   На поверхности железа, которая стала катодом, будут протекать только процессы восстановления. В водной среде, особенно при доступе кислорода (что характерно для большинства коррозионных сред), происходит восстановление кислорода или воды:
   • В нейтральных или щелочных средах:
     O2 + 2H2O + 4e- → 4OH-
   • В кислых средах (если присутствуют ионы водорода):
     2H+ + 2e- → H2
   • Если среда нейтральна, но кислорода нет, может происходить восстановление воды:
     2H2O + 2e- → H2 + 2OH-

   Суть в том, что на железе электроны принимаются, а не отдаются, что предотвращает его окисление и, соответственно, коррозию.

2. Процессы на жертвенном протекторе (магний – анод):
   Магний, будучи более активным металлом, будет выступать в роли анода и сам будет окисляться, отдавая свои электроны:
   Mg - 2e- → Mg2+

Иллюстрация механизма:

Электроны, генерируемые при окислении магния на аноде (Mg → Mg2+ + 2e-), движутся через внешнюю цепь (металлическую связь между протектором и защищаемым объектом) к поверхности железа. На поверхности железа (катоде) эти электроны используются для восстановления компонентов среды, например, кислорода (O2 + 2H2O + 4e- → 4OH-). В результате разрушается (корродирует) только магниевый протектор, постепенно переходя в ионную форму (Mg²⁺), а железо остается защищенным.

Со временем жертвенный анод истощается и требует замены, но это гораздо менее затратно и технически проще, чем ремонт или замена всей конструкции, подвергшейся коррозии. Катодная защита является ярким примером применения электрохимических принципов для решения практических инженерных задач. Она демонстрирует, как глубокие теоретические знания позволяют создавать надежные и экономически выгодные решения, способные противостоять разрушительному воздействию природы.

Заключение

Выполнение контрольной работы по общей и неорганической химии, представленной в таком углубленном формате, выходит за рамки простого решения задач. Это процесс погружения в фундаментальные основы химической науки, который не только укрепляет теоретические знания, но и развивает критическое мышление и аналитические навыки. От тонкостей газовых законов и стехиометрических расчетов, позволяющих количественно описывать химические процессы, до глубокого понимания строения атома и его влияния на свойства элементов в Периодической системе – каждый раздел раскрывает сложную, но логичную картину химического мира.

Освоение принципов химического равновесия и кинетики дает в руки будущим инженерам мощный инструмент для управления химическими реакциями, а детальное изучение окислительно-восстановительных процессов и электрохимии, особенно в контексте защиты от коррозии, демонстрирует прямую связь фундаментальных знаний с важнейшими практическими задачами промышленности.

В конечном итоге, глубокое понимание химических принципов, подкрепленное умением применять их для решения конкретных задач, является незаменимым активом для любого специалиста технологической сферы. Эти знания формируют прочный фундамент, на котором будет строиться будущая профессиональная деятельность, позволяя не только успешно справляться с текущими вызовами, но и создавать инновационные решения для завтрашнего дня.

Список использованной литературы

1. Программа, методические указания и контрольные задания для студентов-заочников технологических специальностей вузов текстильной и легкой промышленности. Москва: Высшая школа, 1989.
2. Электронная классификация элементов (s-, p-, d-, f элементы). Квантовые числа.: 10 класс. URL: https://yaklass.ru/p/himii/10-klass/periodicheskii-zakon-d-i-mendeleeva-89743/elektronnaia-klassifikatsiia-elementov-s-p-d-f-elementy-kvantovye-chisla-92040/re-824c0d3a-0e27-4402-a7f4-d50c950d859a (дата обращения: 12.10.2025).
3. Механизм электрохимической коррозии металлов. URL: https://utpp.ru/obuchenie/vliyanie-himicheskogo-sostava-metalla-na-ego-korrozionnuyu-stoikost (дата обращения: 12.10.2025).
4. Влияние температуры на скорость химической реакции. ЯКласс. URL: https://yaklass.ru/p/himii/11-klass/skorost-khimicheskikh-reaktcii-73595/vliianie-temperatury-na-skorost-khimicheskoi-reaktcii-pravilo-v-73596/re-aa8885b5-1250-4229-9e2e-2a29c1584c59 (дата обращения: 12.10.2025).
5. Тема 3 – Электрохимическая коррозия металлов. URL: https://dispace.edu.nstu.ru/dspace/course/view.php?id=3028 (дата обращения: 12.10.2025).
6. Температурный коэффициент реакции. Правило Вант-Гоффа. Studme.org. URL: https://studme.org/168480/himiya/temperaturnyy_koeffitsient_reaktsii_pravilo_vant_goffa (дата обращения: 12.10.2025).
7. Алгоритм расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях. Химия | Фоксфорд Учебник. URL: https://foxford.ru/wiki/himiya/algoritm-rasstanovki-koeffitsientov-v-okislitelno-vosstanovitelnyh-reaktsiyah (дата обращения: 12.10.2025).
8. Электронный баланс — урок. Химия, 11 класс. ЯКласс. URL: https://yaklass.ru/p/himiya/11-klass/okislitelno-vosstanovitelnye-reaktcii-73602/elektronnyi-balans-73603/re-d52f6f3a-337c-48c5-926d-473d091e1d2c (дата обращения: 12.10.2025).
9. Электрохимическая коррозия: причины, типы, скорость протекания. 07.10.2020. URL: https://zen.yandex.ru/media/id/5e6308434a938645e7e658fe/elektrohimicheskaia-korroziia-prichiny-tipy-skorost-protekaniia-5f7d983c0724bf2007e99214 (дата обращения: 12.10.2025).
10. Катодная защита металлоконструкций: как это работает? Лукаринвест. 01.04.2025. URL: https://lukarinvest.ru/articles/katodnaya-zashchita-metallokonstruktsiy-kak-eto-rabotaet (дата обращения: 12.10.2025).
11. Катодная защита от коррозии. Торговый Дом «Автоматика. URL: https://tdavtomatika.ru/poleznye-stati/katodnaya-zashchita-ot-korrozii/ (дата обращения: 12.10.2025).
12. Факторы, влияющие на скорость химических реакций: Температура. URL: https://www.hemi.nsu.ru/ucheb/glinka/ch1_46.htm (дата обращения: 12.10.2025).
13. Защита трубопроводов от коррозии. Копейский завод изоляции труб. URL: https://kzit.ru/blog/zashchita-truboprovodov-ot-korrozii (дата обращения: 12.10.2025).
14. Скорость химической реакции правило Вант-Гоффа. matematicus.ru. 29.08.2021. URL: https://matematicus.ru/spravochnik/khimiya/skorost-khimicheskoy-reaktsii (дата обращения: 12.10.2025).
15. Катодная защита металлов. Принцип действия. Преимущества. ЭХЗ Технологии. URL: https://ehztech.ru/articles/katodnaya-zashchita-metallov-printsip-deystviya-preimushchestva/ (дата обращения: 12.10.2025).
16. Расчет равновесия по термодинамическим данным. 01.05.2025. URL: https://portal.tpu.ru/SHARED/a/ANV/study/Tab5/Tab5.htm (дата обращения: 12.10.2025).
17. Уравнения ОВР — урок. Химия, 9 класс. ЯКласс. URL: https://yaklass.ru/p/himiya/9-klass/okislitelno-vosstanovitelnye-reaktcii-134989/uravneniia-ovr-134991/re-c0c53443-162e-4b47-97d8-34861b5c490a (дата обращения: 12.10.2025).
18. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений по периодам и группам. Химия | Фоксфорд Учебник. URL: https://foxford.ru/wiki/himiya/zakonomernosti-izmeneniya-svoystv-elementov-i-ih-soedineniy-po-periodam-i-gruppam (дата обращения: 12.10.2025).
19. Молярная масса некоторых газов значения (Таблица). InfoTables.ru. URL: https://infotables.ru/khimiya/190-molyarnaya-massa-nekotorykh-gazov (дата обращения: 12.10.2025).
20. Амфотерные гидроксиды и оксиды. Alhimik.ru. URL: https://www.alhimik.ru/teleclass/thems/amfoter.shtml (дата обращения: 12.10.2025).
21. Как найти число протонов, нейтронов и электронов. wikiHow. URL: https://www.wikihow.com/Найти-число-протонов,-нейтронов-и-электронов (дата обращения: 12.10.2025).
22. Периодическая таблица и закономерности изменения свойств химических элементов — методическая рекомендация. Химия, 8 класс. ЯКласс. URL: https://yaklass.ru/p/himiya/8-klass/periodicheskii-zakon-i-periodicheskaia-sistema-khimicheskikh-elementov-d-i-mendeleeva-134927/periodicheskaia-tablitca-i-zakonomernosti-izmeneniia-svoi-134931/re-1c05d045-31a8-422c-a28a-7c9c0f997931 (дата обращения: 12.10.2025).
23. Амфотерные оксиды и гидроксиды. Химический факультет. URL: https://chem.msu.ru/rus/school/tarasevich/part1/1-5.html (дата обращения: 12.10.2025).
24. Химические свойства амфотерных оксидов. CHEMEGE.RU. URL: https://chemege.ru/inorganic-chemistry/amphoteric-oxides/ (дата обращения: 12.10.2025).
25. Термодинамика. URL: https://studfile.net/preview/1769649/page:2/ (дата обращения: 12.10.2025).
26. Закономерности в Периодической таблице элементов. URL: https://www.chem.msu.su/rus/school/zhukov/04_06.html (дата обращения: 12.10.2025).
27. Периодическая таблица химических элементов Менделеева: группы, периоды, металлы и неметаллы в ПСХЭ. Домашняя школа. URL: https://externat.foxford.ru/polezno-znat/periodicheskaya-tablica-himicheskih-elementov-mendeleeva (дата обращения: 12.10.2025).
28. Число нейтронов в атоме. Изотопы — урок. Химия, 8 класс. ЯКласс. URL: https://yaklass.ru/p/himiya/8-klass/stroenie-atoma-134921/chislo-neitronov-v-atome-izotopy-134925/re-ed50e50f-561b-4191-81d3-4a11f93f1ef1 (дата обращения: 12.10.2025).
29. Моль. Молярная масса вещества. URL: https://www.hemi.nsu.ru/text134.htm (дата обращения: 12.10.2025).
30. Колесников И.М., Сваровская Н.А., Гущин Н.А. и др. Термодинамический расчёт равновесия для химических реакций. РГУ нефти и газа (НИУ) имени И.М. Губкина, 2013. URL: https://elib.gubkin.ru/files/Kolesnikov.pdf (дата обращения: 12.10.2025).
31. Классификация химических элементов s-, p-, d- элементы, металлы и неметаллы. 30.04.2023. URL: https://zaochnik.com/blog/klassifikatsiya-himicheskih-elementov-s-p-d-elementy-metally-i-nemetally/ (дата обращения: 12.10.2025).
32. Число протонов нейтронов электронов в атоме элемента (Таблица). InfoTables.ru. URL: https://infotables.ru/khimiya/314-chislo-protonov-nejtronov-elektronov-v-atome-elementa (дата обращения: 12.10.2025).