Задача № 5

Оксид трехвалентного элемента содержит 31,58 % кислорода. Вычислите эквивалентную, мольную и атомную массы этого элемента.

Решение. По закону эквивалентов:

,

где: m₁ и m₂ – масса веществ 1 и 2, г;

М_{эк (1)} и М_{эк (2)} – молярная масса эквивалентов веществ 1 и 2, г/моль.

Если массу оксида принять за 10 г, то масса кислорода в нем равна 3,158 г, а масса трехвалентного элемента: (10 – 3,158) = 6,842 г.

Эквивалентная масса О^2- равна 16 / 2 = 8 г/моль. Подставляя данные значения в формулу, имеем

;   г/моль.

Атомная масса трехвалентного элемента равна: , данный трехвалентный элемент – хром. Мольная масса хрома равна его атомной массе, равна 51,996 г/моль.

Задача № 26

Изотоп никеля-57 образуется при бомбардировке α-частицами ядер атомов железа-54. Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите его в сокращенной форме.

Решение. Превращения атомных ядер записываются в виде уравнений ядерных реакций. При этом следует помнить, что суммы массовых чисел (цифры, стоящие у символа элемента вверху слева) и алгебраические суммы зарядов (цифры, стоящие у символа элемента внизу слева) частиц в левой и правой частях равенства должны быть равны. Данную реакцию выражают уравнением

Fe + He = Ni + n

Часто применяют сокращенную форму записи. Для приведенной реакции она имеет вид: Fe(α, n)Ni.

Задача № 52

Исходя из положения металла в периодической системе, дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов более сильное основание: Ba(OH)₂ или Mg(OH)₂; Сa(OH)₂ или Fe(OH)₂; Cd(OH)₂ или Sr(OH)₂?

Решение. Сила оснований зависит от прочности и полярности связи Э–О. Полярность связи определяется разностью электроотрицательностей компонентов, размерами и эффективными зарядами атомов. Чем больше размер атома и меньше эффективный заряд атомного ядра элемента, образующего гидроксид, тем прочность связи Э–О меньше и тем сильнее основание.

Барий и магний находятся в одной группе периодической системы. В группе с увеличением порядкового номера увеличивается атомный радиус элементов, так как увеличивается число энергетических уровней. Следовательно, связь Mg–О будет прочнее связи Ва–О, т.е. Ba(OH)₂ более сильное основание, чем Mg(OH)₂.

Кальций и железо, кадмий и стронций находятся в одном периоде. В периоде с увеличением порядкового номера атомный радиус элементов уменьшается, так как увеличивается эффективный заряд атомного ядра. Следовательно, связь Fe–О будет прочнее связи Cа–О, а связь Cd–О прочнее Sr–О, т.е. Сa(OH)₂ более сильное основание, чем Fe(OH)₂, а Sr(OH)₂ более сильное основание, чем Cd(OH)₂.

Задача № 64

Как метод валентных связей (ВС) объясняет линейное строение молекулы BeCl₂ и тетраэдрическое СН₄?

Решение. Теория валентных связей (ВС) предполагает участие в образовании ковалентных связей не только «чистых» атомных орбиталей, но и «смешанных», так называемых гибридных, АО. При гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей (электронных облаков) взаимно изменяются и образуются орбитали (облака) новой одинаковой формы и одинаковой энергии. Число гибридных орбиталей равно числу исходных.

При образовании молекулы хлорида бериллия атом бериллия переходит в возбужденное состояние, сопровождающееся разъединение спаренных электронов, т.е. распадом двухэлектронного облака (2s²) на одноэлектронные. Схематически это можно изобразить так:

s n = 1 ↑↓ p n = 2 ↑↓     4Ве 1s22s2

s n = 1 ↑↓ p n = 2 ↑     ↑ 4Ве* 1s22s12p1

В образовании связи в молекуле BeCl₂ участвуют один s- и один p-электрон центрального атома, т.е. бериллия. В этом случае происходит sp-гибридизация орбиталей. Две гибридные орбитали ориентируются под углом 180⁰ друг к другу, т.е. молекула BeCl₂ имеет линейную форму – все три атома расположены на одной линии.

При образовании молекулы метана атом углерода переходит в возбужденное состояние, сопровождающееся разъединение спаренных  2s-электронов, т.е. распадом двухэлектронного облака на одноэлектронные:

s n = 1 ↑↓ p n = 2 ↑↓     ↑ ↑ 6С 1s22s22р2

s n = 1 ↑↓ p n = 2 ↑     ↑ ↑ ↑ 6С* 1s22s12p3

При образовании молекулы метана у атома углерода подверглись гибридизации орбитали одного s- и трех p-электронов и получились четыре одинаковые гибридные орбитали. Такая гибридизация называется sp³-гибридизацией. Валентный угол между осями гибридных орбиталей составляет 109,5⁰ друг к другу, т.е. молекула СН₄ имеет тетраэдрическую форму.

Задача № 98

При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа FeS.

Решение.

Fe + S = FeS

Количество вещества железа участвовавшего в реакции равно моль. По уравнению реакции количество вещества железа относится к количеству вещества сульфида железа как 1:1, т.е. n (FeS) = 0,1128 моль. Использую полученные данные можно составить пропорцию:

0,1128 моль FeS – 11,31 кДж теплоты

         1 моль FeS – х кДж теплоты

кДж.

Задача № 114

Какие из карбонатов: ВеСО₃ или ВаСО₃ – можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО₂? Какая реакция идет наиболее энергично? Вывод сделайте, вычислив ΔG реакции.

Решение.

а) ВеО + СО₂ = ВеСО₃

б) ВаО + СО₂ = ВаСО₃

Используя табличные данные, определим стандартные энергии Гиббса ВеO, ВаО, СО₂ (г), ВеСО₃ и ВаСО₃:

∆G (ВеO) = -581,61 кДж/моль;

∆G (ВаO) = -528,4 кДж/моль;

∆G (СO_{2 (г)}) = -394,38 кДж/моль;

∆G (ВеСО₃) = -944,75 кДж/моль;

∆G (ВаСО₃) = -1138,8 кДж/моль.

Находим ΔG процесса:

а)кДж

б)кДж

То что ΔG < 0, указывает на самопроизвольное протекание прямой реакции при Т = 298 К и равенстве давлений взятых газов Па (760 мм рт.ст. = 1 атм.). Т.е. ВаСО₃ можно получить по реакции взаимодействия соответствующего оксида (ВаО) с СО₂.

Задача № 140

Исходные концентрации [NO]_исх и [Cl₂]_исх в  гомогенной  системе 2NO +  + Cl₂ ↔ 2NOCl составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO.

Решение. Константа равновесия данной системы

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражении К_р входят только равновесные концентрации всех веществ системы.

После того как прореагировало 20% NO, его концентрация стала моль/л – равновесна концентрация NO. Т.е. в реакцию вступило 0,1 моль NO, следовательно, концентрация прореагировавшего Cl₂ равна моль/л (по уравнению реакции на 2 NO приходится 1 Cl₂). Отсюда равновесная концентрация Cl₂ равна моль/л. Равновесная концентрация NOCl равна концентрации прореагировавшего NO, т.е. 0,1 моль/л.

Следовательно:

Задача № 147

Для осаждения в виде AgCl всего серебра, содержащегося в 100 см³ раствора AgNO₃, потребовалось 50 см³ 0,2 н. раствора HCl. Какова нормальность раствора AgNO₃? Какая масса AgCl выпала в осадок?

Решение. Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных соотношениях, то растворы равной нормальности реагируют в равных объемах. При разных нормальностях объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям, т.е.:

, откуда

н.

Эквивалент AgNO₃ равен моль (100 см³ = 0,1 л), следовательно, эквивалент AgCl также равен 0,01 моль. Эквивалентная масса AgCl равна его мольной массе, т.е. 143,37 г/моль. Отсюда масса AgCl равна г.

Задача № 188

Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Sn(OH)₂ и HCl; б) BeSO₄ и KOH; в) NH₄Cl и Ba(OH)₂.

Решение. Запишем уравнения взаимодействия указанных веществ в молекулярном виде:

а) Sn(OH)₂ + 2HCl = SnCl₂ + 2H₂O

б) BeSO₄ + 4NaOH = Na₂[Be(OH)₄] + Na₂SO₄

в) Ba(OH)₂ + 2NH₄Cl = BaCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O

Исключив одинаковые ионы из обеих частей равенства а) Cl^-; б) Na⁺ и SO₄^2-; в) Ba²⁺ и Cl^-, получим ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций:

а) Sn(OH)₂  + 2H⁺ = Sn²⁺ + 2H₂O

б) Be²⁺ + 4OH^- = [Be(OH)₄]^2-

в) OH^- + NH₄⁺ = NH₃ + H₂O

Задача № 190

Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) AgNO₃ и K₂CrO₄; б) Pb(NO₃)₂ и KI; в) CdSO₄ и Na₂S.

Решение. Запишем уравнения взаимодействия указанных веществ в молекулярном виде:

а) 2AgNO₃ + K₂CrO₄ = Ag₂CrO₄ + 2KNO₃

б) Pb(NO₃)₂ + 2KI = PbI₂ + 2KNO₃

в) CdSO₄ + Na₂S = CdS + Na₂SO₄

Исключив одинаковые ионы из обеих частей равенства а) K⁺ и NO₃^- б) К⁺ и NO₃^-; в) Na⁺ и SO₄^2-, получим ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций:

а) 2Ag⁺  + CrO₄^2- = Ag₂CrO₄

б) Pb²⁺ + 2I^- = PbI₂

в) Cd²⁺ + S^2- = CdS

Задача № 210

Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза солей CuCl₂, Cs₂CO₃, Cr(NO₃)₃. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей.

Решение. а) хлорид меди CuCl₂  – соль слабого многоосновного основания Cu(ОН)₂ и сильной кислоты HCl. При растворении в воде молекулы CuCl₂  полностью диссоциируют на катионы Cu²⁺ и анионы Cl^-. Катионы Cu²⁺ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли CuОН⁺. Образование молекул Cu(ОН)₂ не происходит, так как ионы CuОН⁺ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Cu(ОН)₂. Анионы Cl^- не могут связывать ионы Н⁺ воды, так как HCl – сильный электролит.  В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

Cu²⁺ + H₂O ↔ CuOH⁺ + H⁺

или в молекулярной форме

CuCl₂ + H₂O ↔ CuOHCl + HCl

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор CuCl₂  имеет кислую реакцию (рН < 7).

б) карбонат цезия Cs₂CO₃ – соль слабой многоосновной кислоты H₂СО₃ и сильного основания CsOH. В этом случае анионы соли СO₃^2- связывают ионы Н⁺ воды, образуя анионы кислой соли HСO₃^-, а не молекулы H₂СО₃, так как ионы HСО₃^- диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H₂СО₃. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

СО₃^2- + H₂O ↔ HСО₃^- + OH^-

или в молекулярной форме

Cs₂СО₃ + H₂O ↔ CsHСО₃ + CsOH

В растворе появляется избыток ионов OH^-, поэтому раствор Cs₂СО₃ имеет щелочную реакцию (рН > 7).

в) нитрат хрома (III) Cr(NO₃)₃ – соль слабого многоосновного основания Cr(ОН)₃ и сильной кислоты НNO₃. В этом случае катионы Cr³⁺ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли CrОН²⁺. Образование молекул Cr(ОН)₃ не происходит, так как ионы CrОН²⁺ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Cr(ОН)₃. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

Cr³⁺ + H₂O ↔ CrOH²⁺ + H⁺

или в молекулярной форме

Cr(NO₃)₃ + H₂O ↔ CrOH(NO₃)₂ + HNO₃

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор Cr(NO₃)₃ имеет кислую реакцию (рН < 7).

Задача № 230

Реакции выражаются схемами:

KClO₃ + Na₂SO₃ → KCl + Na₂SO₄

KMnO₄ + HBr → Br₂ + KBr + MnBr₂ + H₂O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; Какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.

Решение:

        +5                         +4                        -1                    +6

KClO₃ + Na₂SO₃ → KCl + Na₂SO₄

Коэффициенты в уравнении определим методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычислим, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отразим это в электронных уравнениях:

S⁴⁺ - 2ē = S⁶⁺              3     процесс окисления, восстановитель

Cl⁵⁺ + 6ē = Cl^-       1     процесс восстановления, окислитель

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов шесть. Разделив это число на 2, получаем коэффициент 3 для восстановителя и продукта его окисления, а при делении 6 на 6 получаем коэффициент 1 для окислителя и продукта его восстановления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид

KClO₃ + 3Na₂SO₃ → KCl + 3Na₂SO₄

         +7                        -1                0                                  +2

KMnO₄ + HBr → Br₂ + KBr + MnBr₂ + H₂O

2Br^- - 2ē = Br₂⁰                 5     процесс окисления, восстановитель

Mn⁷⁺ + 5ē =  Mn²⁺      2     процесс восстановления, окислитель

2KMnO₄ + 16HBr → 5Br₂ + 2KBr + 2MnBr₂ + 8H₂O

Задача № 249

При какой концентрации ионов Cu²⁺ (моль/л) значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода?

Решение. Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

,

где: Е⁰ – стандартный электродный потенциал; n – число электронов, принимающих участие в процессе; С – концентрация гидратированных ионов металла в растворе. Е⁰ для меди составляет +0,34 В, Е⁰ для водорода составляет 0 В.

,

,

,

моль/л.

Задача № 274

Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах при электролизе раствора KBr. Какая масса вещества выделяется на катоде и аноде, если электролиз проводить в течение 1 ч 35 мин при силе тока 15 А?

Решение. В растворе KBr находятся гидратированные ионы K⁺ и Br^-, а также молекулы воды. Если в этот раствор погрузить инертные (угольные) электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы будут двигаться к электродам: катионы K⁺ - к катоду, анионы Br^- - к аноду. Однако вместо ионов калия восстанавливаются молекулы воды (т.к. калий имеет малый стандартный электродный потенциал):

2H₂O + 2ē = H₂ + 2OH^-

а на аноде окисляются бромид-ионы:

2Br^- - 2ē = Br₂

В итоге на катоде выделяется водород, на аноде – бром, а в растворе (вблизи катода) накапливается гидроксид калия КОН. Общее уравнение электролиза водного раствора KBr в ионной форме имеет вид

  электролиз

2H₂O + 2Br^-                 H₂ + Br₂ + 2OH^-

или в молекулярной форме:

 электролиз

2H₂O + 2KBr                 H₂ + Br₂ + 2KOH

Согласно законам Фарадея

,

где: m – масса вещества, окисленного или восстановленного на электродах; Э – эквивалентная масса вещества; I – сила тока, А; t – продолжительность электролиза, с.  Эквивалентная  масса водорода равна 2 / 2 = 1 г/моль, брома – 160 / 2 = 80 г/моль; t = 5700 (1 ч 35 мин = 5700 с), подставляя данные значения в формулу, получим:

г;

г.

Задача № 281

Как происходит атмосферная коррозия луженого и оцинкованного железа при нарушении покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

Решение. Луженое железо – покрытое слоем олова. Олово имеет более отрицательный потенциал (-0,136 В), чем железо (-0,037), поэтому он является анодом, а железо катодом.

Анодный процесс:

Sn⁰ - 2ē = Sn²⁺

Катодный процесс:

½ О₂ + Н₂О + 2ē = 2ОН^-

Цинк имеет более отрицательный потенциал (-0,763 В), чем железо (-0,037), поэтому он является анодом, а железо катодом.

Анодный процесс:

Zn⁰ - 2ē = Zn²⁺

Катодный процесс:

½ О₂ + Н₂О + 2ē = 2ОН^-

Задача № 320

Константы нестойкости комплексных ионов [Co(NH₃)₆]³⁺, [Fe(CN)₆]^4-, [Fe(CN)₆]^3- соответственно равны 6,2 · 10^-36, 1,0 · 10^-37, 1,0 · 10^-44. Какой из этих ионов является более прочным? Напишите выражения для констант нестойкости указанных комплексных ионов и формулы соединений, содержащих эти ионы.

Решение. Чем меньше значение К_н, тем более прочен комплекс, следовательно, более прочным ионом является [Fe(CN)₆]^3-.

Выражения для констант нестойкости указанных комплексных ионов выглядят следующим образом:

а) [Co(NH₃)₆]³⁺ ↔ Co³⁺ + 6NН₃;

Соединения, содержащие этот ион – [Cо(NH₃)₆]Cl₃, [Cо(NH₃)₆](OH)₃

б) [Fe(CN)₆]^4- ↔ Fe²⁺ + 6CN^-

Соединения, содержащие этот ион – K₄[Fe(CN)₆], K₂Na₂[Fe(CN)₆]

в) [Fe(CN)₆]^3- ↔ Fe³⁺ + 6CN^-

Соединения, содержащие этот ион – K₃[Fe(CN)₆], Fe₃[Fe(CN)₆]₂

Задача № 329

Гидроксид какого из s-элементов проявляет амфотерные свойства? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций этого гидроксида: а) с кислотой; б) со щелочью.

Решение. Гидроксид бериллия (s-элемент) проявляет амфотерные свойства.

а) Ве(OH)₂ + 2HCl = ВеCl₂ + 2Н₂О

   H⁺ + OH^- = H₂O

б) Ве(OH)₂ + 2KOН = K₂ВеО₂ + 2Н₂О

    Ве(OH)₂ + 2OН^- = ВеО₂^2- + 2Н₂О

Задача № 350

В 1 м³ воды содержится 140 г сульфата магния. вычислите жесткость этой воды.

Решение. Жесткость воды определяется по формуле:

,

где: m – масса вещества обуславливающего жесткость воды или применяемого для устранения жесткости воды, мг; Э – эквивалентная масса этого вещества; V – объем воды, л. Эквивалентная масса сульфата магния MgSO₄ 120,37 / 2 = 60,185 г/моль, подставляя ее в формулу, находим (1 м³ = 1000 л)

мэкв.

Задача № 385

Напишите формулы и назовите кислородные кислоты хлора, укажите степень окисления хлора в каждой из них. Какая из кислот более сильный окислитель? На основании электронных уравнений закончите уравнение реакции:

KI + NaOCl + H₂SO₄ → I₂ + …

Хлор приобретает низшую степень окисления.

Решение.

       +1

HClO – хлорноватистая кислота;

       +3

HClO₂ – хлористая кислота;

       +5

HClO₃ – хлорноватая кислота;

       +7

HClO – хлорная кислота.

Более сильный окислитель – хлорная кислота, так как хлор в ней имеет высшую степень окисления, в остальные кислоты могут быть как окислителями, так и восстановителями.

    -1                  +1                                           0

КI + NaClO + H₂SO₄ → I₂ + …

2I^- - 2ē = I₂⁰              1     процесс окисления, восстановитель

Cl⁺ + 2ē = Cl^-       1     процесс восстановления, окислитель

2КI + NaClO + H₂SO₄ → I₂ + NaCl + K₂SO₄ + H₂O

Задача № 391

Серебро не взаимодействует с разбавленной серной кислотой, тогда как в концентрированной оно растворяется. Чем это можно объяснить? составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующей реакции.

Решение. В разбавленной серной кислоте в качестве окислителя выступает водород. Так как серебро имеет больший электродный потенциал (+0,80) по сравнению с водородом, то оно должно быть окислителем, а водород восстановителем. Поэтому  серебро не взаимодействует с разбавленной серной кислотой.

Концентрированная серная кислота при нагревании взаимодействует почти со всеми металлами (в том числе и с серебром), т.к. она выступает как окислитель.

      0                +6                            +1                      +4

Ag + H₂SO_{4 (к)} → Ag₂SO₄ + SO₂ + H₂O

Ag⁰ - 1ē = Ag⁺         2     процесс окисления, восстановитель

S⁶⁺ + 2ē = S⁴⁺       1     процесс восстановления, окислитель

2Ag + 2H₂SO_{4 (к)} → Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O

Задача № 425

Чем отличается взаимодействие гидроксидов кобальта (III) и никеля (III) с кислотами от взаимодействия гидроксида железа (III) с кислотами? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

Решение. Гидроксиды Fe(III), Co(III), Ni(III) носят в обычных условиях основной характер. При растворении в кислотах Co(OH)₃ и Ni(OH)₃ проявляют сильные основные свойства и восстанавливаются до катионов Ni²⁺ и Co²⁺, гидроксид железа (III) такими свойствами не обладает.

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

2О^2- - 4ē = О₂⁰          1     процесс окисления, восстановитель

Со³⁺ + ē = Со²⁺     4     процесс восстановления, окислитель

2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Задача № 450

Какие полимеры называют термопластичными, термореактивными? Укажите три состояния полимеров. Чем характеризуется переход из одного состояния в другое?

Решение. Полимером называется органическое вещество, длинные молеку­лы которого построены из одинаковых многократно повторяю­щихся звеньев — мономеров. По химической структуре полимеры делятся на линейные, разветвленные, сетчатые и пространственные.

Молекулы линейных поли­меров химически инертны по отношению друг к другу и связаны между собой лишь силами Ван-дер-Ваальса. При нагревании вязкость таких полимеров уменьшается. Поскольку единственным следствием нагрева является изменение пластичности, линейные полимеры называют термопластичными. Термопластичные полимеры можно не только плавить, но и растворять, так как связи Ван-дер-Ваальса легко рвутся под дей­ствием реагентов.

Разветвленные (привитые) полимеры более прочны, чем ли­нейные. Контролируемое разветвление цепей служит одним из основных промышленных методов модификации свойств термопластичных полимеров.

Сетчатая структура характерна тем, что цепи связаны друг с другом, а это сильно ограничивает движение и приводит к изме­нению как механических, так и химических свойств. Обычная ре­зина мягка, но при вулканизации серой образуются ковалентные связи типа S-О, и прочность растет. Полимер может приобрести сетчатую структуру и спонтанно, например, под действием света и кислорода произойдет старение с потерей эластичности и рабо­тоспособности. Наконец, если молекулы полимера содержат реакционно-способные группы, то при нагревании они соединяются множеством прочных поперечных связей, полимер оказывается сшитым, т. е. приобретает пространственную структуру. Таким образом, нагрев вызывает реакции, резко и необратимо изменяю­щие свойства материала, который приобретает прочность и вы­сокую вязкость, становится нерастворимым и неплавким. Вслед­ствие большой реакционной способности молекул, проявляющей­ся при повышении температуры, такие полимеры называют тер­мореактивными.

Для незакристаллизованных полимеров в зависимости от температуры (и величины механического напряжения) возможны три физических (деформационных) состояния: стеклообразное, высокоэластическое и вязкотекучее. Практическое применение полимеров определяется тем, в каком из этих состояний находится данный полимер при температуре его использования.

Для стеклообразных полимеров характерны относительно небольшие упругие (обратимые) деформации (1-10%). Причем полимерные стекла отличаются повышенной прочностью от низкомолекулярных стеклообразных тел, которые разрушаются при деформировании уже на 0,1-1%. Полимеры в стеклообразном состоянии применяются в производстве пластмасс.

Высокоэластические полимеры способны обратимо деформироваться на сотни процентов. В высокоэластическом состоянии в условиях эксплуатации находятся все каучуки. Это состояние характерно лишь для полимеров.

В вязкотекучем состоянии полимер ведет себя как очень вязкая жидкость, которая под действием силы проявляет необратимую деформацию (деформацию течения). Это состояние реализуется обычно при повышенных температурах и используется для переработки полимеров в изделия.

Список литературы

1.                Глинка Н.Л. Общая химия. – СПб.: Химия, 2000.

2.                Зубович И.А. Неорганическая химия: Учебник для технол. спец. вузов. – М.: Высшая школа, 1989.

3.                Степин Б.Д. и др. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1994.

4.                Стрепихеев А.А. и др. Основы химии высокомолекулярных соединений – М., 1967.

5.                Угай Я.А. Общая химия. – М.: Высшая школа, 1984.