Тема: «Электрохимия. Электролиз»
Лекции.ИНФО


Тема: «Электрохимия. Электролиз»



1 – 20. Рассмотрите электролиз водного раствора соли по алгоритму:

1. Составьте уравнения диссоциации веществ.

2. Определите, какие частицы будут на электродах.

3. Укажите все возможные процессы на катоде и аноде.

4. Рассчитайте потенциалы (φр) возможных процессов.

5. Определите, какой процесс протекает в первую очередь на электродах.

6. Проанализируйте, какая среда около катода и анода.

7. Запишите итоговую схему процесса.

№ варианта   Состав и концентрация электролита   рН электролита и материал электродов
  0,1 М раствор Zn(NO3)2   рН = 4, катод – Zn, анод -С  
  0,1 М раствор MgBr2   рН = 6,5, электроды - Pt  
  0,1 М раствор NiSO4   рН = 5. Электроды - Ni  
  0,1 М раствор FeJ2   рН = 4,5, катод –Fe, анод - Pt  
  1 М раствор КNОз   рН = 8, электроды - Pt  
  1 М раствор К2S04   рН = 7, катод – Fе, анод - Сu  
  0,01 М раствор Аи(NОз)з   рН = 6, катод – Au, анод – Pt  
0,1 М раствор CoCI2 рН = 6,5, катод - Fe, анод - С
  0,1 М раствор CuSO4   рН = 5, катод - А1, анод – Сu  
  0,01 М раствор FеFз   рН = б, электроды – С  
  1 М раствор Сr(NОз)з   рН = 5, катод - Ni, анод – Сr  
  0,1 М раствор K2SO4   рН = 6,5, катод - Fe, анод - Sn  
  1 М раствор AgNO3   рН = 7, катод - Сu, анод - Ag  
  0,001 М раствор НСl   рН = 3, катод - Sn, анод - Сu  
  0,01 М раствор MnCl2   рН = 6, катод - Мn, анод - Pt  
  0,1 раствор SnCI2   рН = 5, катод - Fe, анод - Sn  
  0,001 М раствор ZnCI2   рН = 6,5, катод - С, анод - Zn  
  0,01 М раствор MgCl2   рН = 7, катод - Mg, анод - Pt  
  0,01 М раствор К3Р03   рН = 10, электроды - С  
  0,1 М раствор ZnS04   рН = 5, электроды - Zn  

21. Сколько граммов меди выделится на катоде, если через раствор медного купороса пропускать ток силой 5 А в течение ½ часа?

22. Через раствор сульфата натрия пропускали ток в течение 2 часов , в результате чего выделилось 2 л. кислорода, измеренного при нормальных условиях. Вычислите, чему равна сила тока.

23. Через раствор сульфата некоторого металла пропускали ток силой 6 А в течение 45 минут, в результате чего выделилось 5,49 г металла. Вычислите его эквивалент.

24. Сколько времени пропускали ток силой 2 А через раствор хлорида натрия, если при этом образовалось 80 г едкого натрия?

25. Ток силой 10 А пропускали в течение 20 минут через раствор сульфата меди при медном аноде. На сколько граммов уменьшился вес анода?

 

 

Задание № 13

Тема: «Электрохимия. Коррозия металлов»

Рассмотрите возможность коррозии сплава в заданной среде при доступе

воздуха по алгоритму:

1. Выпишите потенциалы указанных металлов (φр) при заданной среде (из табл. 3, стр. 30).

2. Определите анод и катод в паре, помня, что φ(К)> φ(А).

3. Запишите процессы, протекающие на катодных и анодных участках, зная химизм в средах.

4. Выпишите перенапряжение водорода и кислорода на разных электродах из табл.4. (ηН2 ; ηО2 )

Ме(К) Ме(К)

5. Рассчитайте потенциалы катодных процессов по формулам:

φрн2/2Н+ = 0,186 – 0,059 · рН - ηН2

Ме(К)

φрo2/2oн- = 1,21 – 0,059 · рН - ηО2

Ме(К)

6. Определите: а) возможность коррозии, помня правило: «Коррозия возможна, если потенциал любой катодной реакции больше, чем потенциал анодного процесса;

б) ЭДС1 и ЭДС2.

 

7. Сделайте вывод по результатам расчёта.

 

№ варианта Сплав   pH   № варианта   Сплав   PH   № варианта   Сплав   PH  
1. Fe-Ni 10 9. Mg-Fe 5   Fe-Ni 5
2. Cd-Sn 7 10. Zn-Pb 10   Pb-Sn 7
3. Co-Cu 5 11. Au-Ni 7   Ag-Au 10
4. Fe-Pb 10 12. Mg-Ni 5   Fe-Mn 5
5. Cd-Ni 7 13. Ni-Sn 10   Al-Mg 7
6. Cu-Pb 5 14. Co-Pb 7   Cu-Ag 10
7. Fe-Co 10 15. Cd-Ag 5   Sn-Pb 5
8. Co-Ni 7   Cu-Al 10   Zn-Cd 7
      Ag-Ni 10

 

 

Задание № 14

Тема: «Свойства металлов»

Написать реферат по следующему плану:

1. Электронная конфигурация атома. Возможные степени окисления.

2. Нахождение в природе и получение в свободном виде.

3. Физические и химические свойства.

4. Свойства соединений.

5. Сплавы. Применение металла и его соединений.

№ вар. Металл № вар. Металл № вар. Металл
1. Магний 9. Никель 17. Золото
2. Алюминий 10. Олово 18. Молибден
3. Титан 11. Свинец 19. Вольфрам
4. Ванадий 12. Цинк 20. Платина
5. Хром 13. Медь 21. Висмут
6. Марганец 14. Серебро 22. Сурьма
7. Железо 15. Кадмий 23. Цирконий
8. Кобальт 16. Ртуть 24. Бериллий
        25. Тантал

 

 

Экзаменационные вопросы

1. Строение атома. Работы Резерфорда. Модель атома по Резерфорду. Ее достоинства и недостатки, основные элементарные частицы атома. Изотопы.

2. Модель атома по Бору. Постулаты Бора. Нормальное и возбужденное состояния атома. Дуализм природы электрона. Понятие об орбитали. Виды симметрии орбиталей: s-, p-, d-, f-орбитали.

3. Квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное, спиновое. Их физи-ческий смысл и взаимосвязь.

4. Электронная структура многоэлектронных атомов. Принцип Паули, пра-вило Хунда, принцип минимального запаса энергии – правило Клечковс-кого.

5. Структура периодической системы химических элементов Д.И. Менде-леева. s-, p-, d-, f – элементы, их место в периодической системе.

6. Валентные электроны атомов элементов: s-, p-, d-, f – семейства. Валентности атомов в нормальном и возбужденном состоянии. Пояснить на примерах. Степень окисления.

7. Периодичность свойств химических элементов: атомные радиусы, потен-циал ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электро-отрицательность атомов.

8. Ковалентная связь, ее образование и определение на примере молекулы водорода. График зависимости полной энергии системы от расстояния между ядрами атомов водорода.

9. Обменный механизм образования ковалентной связи, пояснить на примере. Свойство насыщаемости ковалентной связи по обменному механизму.

10. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, пояс-нить на примере иона аммония.

11. Типы ковалентной связи по способу перекрывания орбиталей: сигма- и пи-связи, их особенности. Пояснить на примере.

12. Основные параметры ковалентной связи: энергия связи, длина связи, кратность связи.

13. Пространственная конфигурация молекул. Теория гибридизации атомных орбиталей: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2 – гибридизация.

14. Направленность ковалентных связей в молекулах воды и аммиака.

15. Полярность химической связи. Дипольный момент.

16. Классификация химических веществ: оксиды, гидроксиды, соли.

17. Оксиды, классификация, химические свойства. Способы получения.

18. Первый закон термодинамики. Энтальпия.

19. Тепловой эффект химической реакции, термохимические уравнения, их особенности. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Стандартная тепло-та образования.

20. Второй закон термодинамики. Энтропия и свободная энергия Гиббса, их изменение в самопроизвольных процессах. Критерии протекания химических реакций.

21. Скорость химической реакции в гомогенной системе. Закон действующих масс (ЗДМ), константа скорости реакции, ее физический смысл.

22. Факторы, влияющие на скорость гомогенной реакции: температура, пра-вило Вант – Гоффа, его математическое выражение. Активные молекулы, энергия активации.

23. Скорость химических реакций в гетерогенных системах, факторы, влия-ющие на скорость.

24. Химическое равновесие, константа равновесия, ее вывод на примере синтеза аммиака, ее физический смысл.

25. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Пояснить на примерах.

26. Растворы. Растворы неэлектролитов. Осмос. Осмотическое давление растворов неэлектролитов. Закон Вант–Гоффа, его использование в сельском хозяйстве.

27. Насыщенный пар. Давление насыщенного пара над растворами неэлект-ролитов. Первый закон Рауля.

28. Повышение температуры кипения растворов неэлектролитов. Второй закон Рауля.

29. Понижение температуры замерзания растворов неэлектролитов. Второй закон Рауля.

30. Отклонение растворов кислот, оснований и солей от законов Вант-Гоффа и Рауля. Изотонический коэффициент Вант-Гоффа.

31. Тепловой эффект растворения. Гидратация и сольватация.

32. Растворы электролитов. Механизм электролитической диссоциации.

33. Теория электролитической диссоциации. Основные положения.

34. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электроли-ты. Факторы, влияющие на степень диссоциации.

35. Кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации. Диссоциация кислот. Общие свойства кислот. Пояснить на примерах, составить уравнения реакций.

36. Основания с точки зрения теории электролитической диссоциации. Диссоциация оснований. Общие свойства оснований. Пояснить на приме-рах, составить уравнения реакций.

37. Соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Диссоциация солей. Классификация солей. Пояснить на примерах, соста-вить уравнения реакций, характеризующие свойства средних солей.

38. Ионные реакции обмена в растворах электролитов. Условия их протека-ния. Привести примеры.

39. Слабые электролиты. Диссоциация слабых электролитов. Константа дис-социации. Закон разбавления Оствальда.

40. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

41. Гидролиз солей. Случаи гидролиза солей. Привести примеры.

42. Степень гидролиза. Факторы, влияющие на гидролиз.

43. Окислительно-восстановительные реакции: окисление, восстановление, окислитель, восстановитель, подбор коэффициентов методом электрон-ного баланса и методом полуреакции.

44. Зависимость окислительно-восстановительных свойств элементов от строения их атомов. Важнейшие восстановители и окислители. Их приме-нение.

45. Типы окислительно-восстановительных реакций. Привести примеры. Расчет ЭДС.

46. Особенности взаимодействия металлов с кислотами окислителями.

47. Электродный потенциал металла, факторы, влияющие на величину элект-родного потенциала.

48. Водородный электрод. Стандартный электродный потенциал металла. Ряд напряжений металлов.

49. Расчет электродных потенциалов металлов для произвольных условий. Уравнение Нернста.

50. Гальванические элементы. Медно-цинковый ГЭ. Расчет ЭДС.

51. Концентрационные гальванические элементы.

52. Свинцовый аккумулятор, его устройства, процессы, протекающие при зарядке и работе, его достоинства и недостатки.

53. Сухие элементы. Марганцово-цинковый гальванический элемент.

54. Топливные элементы. Водородно-кислородный топливный элемент. Процессы, протекающие при работе.

55. Электролиз. Электролиз расплавов электролитов.

56. Электролиз растворов электролитов (инертные электроды).

57. Электролиз растворов электролитов с растворимым анодом, получение электролитической меди, никелирование, хромирование.

58. Законы электролиза. Закон Фарадея.

59. Коррозия металлов, ее виды. Основные причины.

60. Химическая коррозия металлов. Пояснить на примерах.

61. Электрохимическая коррозия металлов, подтвердить примерами в кислой среде и во влажном воздухе.

62. Основные способы защиты металлов от коррозии.

63. Анодные и катодные покрытия металлов.

64. Протекторная защита металлов от коррозии.

65. Общие свойства металлов. Металлическая связь. Получение металлов: пирометаллургия, гидрометаллургия, электрохимические методы выделе-ния металлов из руд.

66. Химия металлов: щелочные металлы – 1А группа.

67. Щелочноземельные металлы – 2А группа.

68. Вода. Жесткость воды и ее устранение.

69. Металлы подгруппы алюминия – 3А группы.

70. Алюминий. Химические свойства, амфотерность гидроксида алюминия.

71. Хром.

72. Марганец.

73. Металлы семейства железа.

74. Металлы 1В-группы /медь, серебро, золото/.

75. Металлы 2В-группы /цинк, кадмий, ртуть/.

76. Свинец.

Алгоритм ответа по химии металлов:

1. Положение в периодической системе, изменение свойств в группе: ОЭО, потенциала ионизации.

2. Строение атома: а) электронная формула, б) графическое изображение валентных электронов, в) устойчивые степени окисления, г) формулы оксидов и гидроксидов в устойчивых степенях окисления.

3. Физические свойства.

4. Получение металла.

5. Химические свойства металла, оксида, гидроксида, солей.

6. Применение металлов и сплавов, оксидов, гидроксидов, солей.

 

ПРИЛОЖЕНИЕ

Таблица 1

Стандартные электродные потенциалы металлов

Металл   Электродный процесс   φ0298, В  
Li   Li ↔ Li+ + ē   -3,045  
Rb   Rb ↔ Rb + + ē   -2,925  
К   K ↔ K + + ē   -2,924  
Cs   Cs ↔ Cs + + ē   -2,923  
Ra   Ra ↔Ra2++2 ē   -2,92  
Ва   Ba ↔ Ba2+ + 2 ē   -2,905  
Sr   Sr ↔ Sr2+ + 2 ē   -2,888  
Са   Ca ↔ Ca2++2 ē   -2,886  
Na   Na ↔ Na + + ē   -2,714  
La   La ↔ La3++3 ē   -2,522  
Се   Се ↔ Се3+ + З ē   -2,48  
Mg   Mg ↔ Mg2+ + 2 ē   -2,363  
Sc   Sс ↔ Sc3+ + 3 ē   -2,077  
Ru   Ru ↔ Ru3++3 ē   -2,031  
Th   Th ↔ Th4+ + 4 ē   -1,899  
Be   Be ↔ Be2+ + 2 ē   -1,850  
Hf   Hf ↔ Hf4+ + 4 ē   -1,700  
Al   Al ↔ Al3+ + 3 ē   -1,66  
Ti   Ti ↔ Ti2+ + 2 ē   -1,63  
Zr   Zr ↔ Zr2+ + 4 ē   -1,539  
Mn   Mn ↔ Mn2++2 ē   -1,179  
V   V ↔ V2++2 ē   -1,175  
Nb   Nb ↔ Nb3++3 ē   -1,1  
Cr   Cr ↔ Cr2++2 ē   -0,913  
Zn   Zn ↔ Zn2+ + 2 ē   -0,763  
Cr   Cr ↔ Cr3++3 ē   -0,744  
Ga   Ga ↔ Ga3+ + 3 ē   -0,53  

 

 

Окончание таблицы 1

Металл   Электродный процесс   φ0298, В  
Fe   Fe ↔ Fe2++2 ē   -0,44  
Cd   Cd ↔ Cd2++2 ē   -0,40  
Tl   Т1↔ Тl+ + ē   -0,336  
Co   Co ↔ Co2+ + 2 ē   -0,277  
Ni   Ni ↔ Ni2++2 ē   -0,250  
Mo   Mo ↔ Mo3++3 ē   -0,200  
Sn   Sn ↔ Sn2+ + 2 ē   -0,136  
Pb   Pb ↔ Pb2+ + 2 ē   -0,126  
Fe   Fe ↔ Fe3++3 ē   -0,037  
H2   H2 ↔ 2H + +2 ē 0,00  
W   W ↔ W3++3 ē   +0,11  
Sb   Sb ↔ Sb2++2 ē   +0,15  
Bi   Bi ↔ Bi3++3 ē   +0,215  
Cu   Cu ↔ Cu2+ + 2 ē   +0,34  
Re   Re ↔ Re3++3 ē   +0,3  
Tc   Tc ↔ Tc2+ + 2 ē   +0,4  
Ru   Ru ↔ Ru2++2 ē   +0,45  
Cu   Cu ↔ Cu + + ē   +0,520  
Hg   2Hg ↔ Hg2++2 ē   +0,789  
Ag   Ag ↔ Ag++ ē   +0,799  
Os   Os ↔ 0s2+ + 2 ē   +0,85  
Hg   Hg ↔ Hg2+ + 2 ē   +0,852  
Pd   Pd ↔ Pd2+ + 2 ē   +0,987  
Jr   Jr ↔ Jr3++3 ē   +1,15  
Pt   Pt ↔ Pt2++2 ē   +1,188  
Au   Au ↔ Au3++3 ē   +1,50  
Au   Au ↔ Au + + ē   +1,69  

 

Таблица 2

Стандартные электродные потенциалы некоторых

окислительно-восстановительных систем

Окисленная форма   Восстановленная форма   Электродная реакция   φ0298, В
SO42-   S   SO32-+4e+ 3H2O = S + 6OH¯   -0,90  
SO42-   SO32-   SO42- +2ē+H2O=SO32- +2OH¯   -0,90  
NO3¯   NO2   NO3¯ + ē +H2O=NO2 + 2OH¯ -0,85  
H2O   H2   2H2O+2ē=H2+2OH¯   -0,83  
AsO43-   AsO2¯   AsO43-+2ē+2H2O=AsO2¯ +4OH¯   -0,71  
SO32-   S2O82-   2 SO32-+4ē+3H2O=S2O82-+6OH¯ -0,58  
S   S2-   S+2ē=S2-   -0,48  
Cr3+   Cr2+   Cr3++ē=Cr2+     -0,41  
H3PO4   P   H3PO4+5ē+5H+=P+4H2O   -0,30  
V3+   V2+   V3+ +ē= V2+   -0,26  
NO2¯   NH3   NO2¯+6ē+6H2O=NH4OH+7OH¯   -0,16  
NO3¯   NO   NO3¯+3ē+2H2O=NO+4OH¯   -0,14  
NO3¯   NH4OH   NO3¯+8ē+7H2O=NH4OH+9OH¯   -0,12  
CrO42 -   Cr(OH)3   CrO42- + 2ē+4H2O=Cr(OH3)+5OH¯   -0,12  
NO3¯   NO2¯   NO3¯+2ē+H2O=NO2¯+2OH¯     +0,01  
S   H2S   S+2ē+2H+=H2S   +0,14  
Sn4+   Sn2+   Sn4++2ē=Sn2+   +0,15  
Cu2+   Cu+   Cu2++ē=Cu+   +0,153  
[Co(NH3)6]3+   [Co(NH3)6]2+   [Co(NH3)6]3++ē=[Co(NH3)6]2+   +0,16  
SO42-   SO32-   SO42-+2ē +2H+=SO32-+H2O +0,20  
IO3¯   I2   IO3¯+10ē+6H2O=I2+12OH¯ +0,21  
IO3¯   I¯   IO3¯+6ē+3H2O=I2+6OH¯ +0,25  
SO42-   H2S   SO42-+8ē+10H+=H2S+4H2O   +0,303  
Ag20   Ag   Ag2O+2ē+H2O=2Ag+2OH¯   +0,344  
CIO4¯   CIO3¯   CIO4¯+2ē+H2O=ClO3¯+2OH¯   +0,36  
[Fe(CN)6]3-   [Fe(CN)6]4-   [Fe(CN)6]3-+ē=[Fe(CN)6]4-   +0,36  
02   ОH¯   O2+2ē+2H2O=4OH¯   +0,401  
H2SO3   S   H2SO3+4ē+4H+=S+3H2O   +0,45  
Ni(OH)3   Ni(OH)2   Ni(OH)3+ē=Ni(OH)2+OH¯   +0,49  
BrO3¯   Br2   2 BrO3¯+10ē+6H2O=Br2+12OH¯ +0,50  
I2   I¯   I2+2ē=2I¯   +0,536  
BrO3¯   BrO¯   2ВrO3¯+4ē+2Н2О= 2 ВrO¯+40Н¯   +0,54  
MnO4¯   MnO42-   MnO4¯+ē=MnO42-   +0,56  
ClO4¯   Cl¯   С1О4¯+8ē+4Н2О=Сl¯+8ОН¯   +0,56  
MnO4¯   Mn02   MnO4¯+3ē+2H2O=MnO2+4OH¯   +0,57  
MnO42-   MnO2   MnO42-+2ē+2H2O=MnO2+4OH¯   +0,58  
BrO3¯   Вr¯   BrO3¯+6ē+3H2O=Br¯+6OH¯   +0,61  
СlO3¯   Cl¯   ClO3¯+6ē+3H2O=Cl¯+6OH¯   +0,63  
         

 

Окончание таблицы 2

02   H2O2   O2+2ē+2H+= H2O2   +0,68  
Fe3+   Fe2+   Fe3++ē=Fe2+   +0,77  
NO3¯ BrO3¯+6ē+3H2O=Br¯+6OH¯ BrO3¯+6ē+3H2O=Br¯+6OH¯     NO2   NO3¯+ē+2H+=NO2+H2O   +0,78  
NO3¯     NH4+   NO3¯+8ē+l0H+=NH4++3H2O   +0,87  
NO3¯     NO2¯     NO3¯+2ē+2H+= NO2¯+H2O   +0,94  
ClO¯     Cl¯     ClO¯+2ē+H2O=Cl¯+2OH¯   +0,94  
CrO42-   CrO2¯     CrO42-+3ē+4H+=CrO2¯+2H2O   +0,95  
N03¯     NO   NO3¯+3ē+4H+=NO+2H2O   +0,96  
РЬ304   PbO   Pb304+2ē+2H+=3PbO+H20   +0,97  
NO2¯     NO   NO2¯+ē+2H+=NO+H2O   +0,99  
Br2   Вr¯     Вг2+2ē=2Вrˉ   +1,07  
IO3¯         IO3¯+6ē+6H+=I¯+6H2O   +1,09  
IO3¯     I2   2IO3¯+10ē+12H+=I2+6H2O   +1,19  
02   H2O   02+4ē+4H+=2H2O   +1,23  
NO3¯     N2   2NO3¯+10ē+l2H+=N2+6H2O   +1,24  
MnO2     Mn2+   MnO2+2ē+4H+=Mn2++2H2O   +1,28  
Cl2   Cl¯     CI2+2ē=2Cl¯   +1,358  
NO2   N2   2NO2+8ē+8H+=N2+4H2O   +1,36  
Cr2072-   Cr3+   Cr2072-+6ē+14H+=2Cr3++7H2O   +1,36  
ClO4¯     Cl¯     CIO4¯+8ē+8H+=Cl¯+4H2O   +1,38  
ClO4¯   Cl2   2CIO4¯+14ē+16H+=CI2+8H2O   +1,39  
BrO3¯   Вr¯   BrO3¯+6ē+6Н+=Вr¯+ЗН2О   +1,44  
ClO3¯   Cl¯   ClO3¯+6ē+6Н+=Cl¯+ЗН2О 6Н+=Сlˉ+ЗН2О   +1,45  
Pb02   Pb2+   PbO2+2ē+4H+=Pb2++2H2O   +1,45  
ClO3¯   Cl2   2ClO3¯+10ē+12Н+=Cl2+6Н2О +1,47  
CrO42-   Cr3+   СrO42=+3ē+8H+=Cr3++4H2O +1,48  
HClO   Cl¯   НСlO+2ē+H+=Cl¯+H2O   +1,50  
MnO4¯   Mn2+   MnO4¯+5ē+8H+=Mn2++4H2O   +1,50  
BrO3¯   Br2   2ВrO3¯+10ē+12Н+=Br2+6H2O   +1,52  
HClO   CI2   2HCIO+2ē+2H+=CI2+2H2O   +1,63  
РЬ02   PbSO4   PbO2+2ē+SO42-=PbSO4+2H2O   +1,68  
МпО4¯   MnO2   MnO4¯+3ē+4H+=Mn02+2H2O   +1,69  
H2O2   H2O   Н2O2+2ē+2Н+=2Н2О   +1,77  
O2   H202   O2+2ē+2H+= H2O2   +1,77  
Со3+   Co2+   Со3++ē=Со2+   +1,80  
S2O82-   SO42-   S2O82-+2ē=2SO42-   +2,05  
03   02   О3+2ē-+2Н422О   +2,07  
МпO42-   MnO2   МпО42-+2е-+4Н+=МпО2+2Н2О   +2,26  
F2   F¯   F2+2ē=2F¯   +2,85  
         

 

Таблица 3









Читайте также:

Последнее изменение этой страницы: 2016-03-26; Просмотров: 188;


lektsia.info 2017 год. Все права принадлежат их авторам! Главная