|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
|
|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
Перечень и виды заданий и график их выполненияСтр 1 из 7Следующая ⇒
УЧЕБНАЯ ПРОГРАММА ДИСЦИПЛИНЫ SYLLABUS Данные о преподавателях
Преподаватели, ведущие занятия: доцент, д.х.н. Абдикаримов Малик Ныгманович, профессор, д.х.н. Маканов Усмадияр Время пребывания на кафедре химии_________По расписанию_________________
1.2 Данные о дисциплине
Название _____ химия_________ Количество кредитов______3_________ Место проведения: ___кафедра химии, № 802, 904, 1002, 1004 химические лаборатории______
Таблица 1 Выписка из учебного плана
1.3 Пререквизиты дисциплины Для изучения курса «Химии» студентам необходимы знания следующих дисциплин: Математика (элементы алгебры и геометрии); Физика (раздел: электричество, электролиты). 1.4 Постреквизиты дисциплины После дисциплины «Химия» студенты будут изучать другие науки, которые опираются на знания и умения, приобретённые в данном курсе. 1.5 Краткое описание дисциплин Современному инженеру-технологу необходим достаточно широкий объём химических знаний, при этом основную теоретическую базу химических знаний должен дать курс «Химия». Химия рассматривает законы, теоретические положения и выводы, которые лежат в основе всех химических дисциплин, изучает свойства и взаимоотношения химических элементов, основанные на периодическом законе Д.И. Менделеева и на современных представлениях о строении вещества. Дисциплина «Химия» ставит своей целью приобретение студентами основополагающих химических знаний и применения основных понятий и закономерностей химии при дальнейшем обучении и непосредственно в практической деятельности. В результате изучения дисциплины студенты должны знать: основные стехиометрические законы химии; взаимосвязь между структурой периодической таблицы и распределением электронов внутри атома; основные положения теории о природе химической связи; свойства растворов неэлектролитов и электролитов; смысл терминов «окисление», «восстановление», «окислительно-восстановительная реакция»; понятия и суть основных процессов электрохимии. Студенты должны приобрести умения: применять основные стехиометрические законы химии при решении задач, перевод молей вещества к массе, числу атомов, ионов, молекул; рассчитывать выход продукта по химическим уравнениям; записывать, применяя периодический закон, электронную формулу любого элемента, исходя из его положения в периодической системе; объяснить природу ковалентной связи; уравнивать окислительно-восстановительные реакции; определять направление протекания реакции; определять направление смещения химического равновесия, применяя принцип Ле-Шателье; на основе периодического закона Д.И. Менделеева и теории строения вещества прогнозировать физические и химические свойства элементов – металлов и неметаллов и их соединений.
Перечень и виды заданий и график их выполнения Систематическая и регулярная работа студента в течение семестра оценивается текущим и рубежным контролем. Текущий контроль осуществляется через оценку лабораторных работ (8 работ) и четырех письменных домашних заданий (СР). В течение семестра проводятся два рубежных контроля методом тестирования. График выполнения работ в семестре приводится в таблице 2.
Таблица 2 Виды заданий и сроки их выполнения
Список литературы Список основной литературы 1. Коровин Н.В. Общая химия – М.: «Высшая школа», 2002 г. – 558 с. 2. Зайцев О.С. Общая химия. – М.: «Химия», 1990 г. 3. Лучинский Г.П. «Курс химии» - М.: «Высшая школа», 1985 г. – 416 с. 4. Гельфман М.И., Юстратов В.П. Химия – СПб.: «Лань», 2003 г. – 480 с. 5. Васильева З.Г. Лабораторные работы по общей и неорганической химии – М.: «Химия», 1979г. – 336 с. 6. Практикум по неорганической химии/ под ред. Зломанова В.П.-М.: МГУ, 1994 г. – 320 с. 7. Практикум по неорганической химии/ под ред. Буркитбаева М.М., Бекишева К.Б. – Алматы: КазНУ, 2002 г. – 287 с.
Список дополнительной литературы 8. Глинка Н.Л. Общая химия. - М.: «Интеграл-Пресс», 2004 г. – 727 с. 9. Хомченко И.Г. Общая химия. – М.: «Новая волна», 2002 г. – 464 с. 10. Романцева Л.М. и др. Сборник задач и упражнений по общей химии. – М.: «Высшая школа», 1991 г. – 43с. 11. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. Ленинград, 2002. 12. Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. М.: «Высшая школа», 1979 г. – 293 с. 13. Фролов В.В. Химия - М.: «Высшая школа», 1979 г. – 559 с. 14. Некрасов Б.В. Учебник общей химии – М.: »Химия», 1981 г. – 560 с. 15. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в ВУЗы - М.: «Высшая школа», 1986 г.–367 с. 16. Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. Задачи по химии для поступающих в ВУЗы - М.: «Высшая школа», 1986 г. – 238 с. 17. Ахметов Н.С. Неорганическая химия. В 2-х ч. 3-е изд. – М.: «Просвещение», 1992 г. 18. УМК по химии Абдикаримов М.Н. и др. КазНТУ, 2004 г. – 103 с. 19. Маканов У.М., Айтхожаева Е.А. Сборник тестовых заданий по химии – Алматы: «Мектеп», 2005 г. – 180 с. 20. Фельдман Ф.Г., Рудзитис Г.Е. Химия: Учебник для 8 кл. Общеобразовательных учреждений. – 4-е изд. с испр. – М.: «Просвещение», 1996 г. – 150 с. 21. Фельдман Ф.Г., Рудзитис Г.Е. Химия: Учебник для 9 кл. Общеобразовательных учреждений. – 4-е изд. С испр. – М.: «Просвещение», 1996 г. – 140 с. 22. Электронные учебники 23. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: «Химия», 1986 г. – 704 с. 24. Угай Я.А. Общая химия. – М.: «Высшая школа», 1977 г. – 408 с. 25. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. – М.: «Химия». 1992 г. – 592 с. 26. Петров М.М, Михилев Л.А, Кукушкин Ю.И. Неорганическая Химия. – Л.: Химия, 1981. – 541 с. 27. Практикум по неорганической химии/ Гольбрайх З.Е. – М: Высшая школа, 1986. –338 с. Контроль и оценка знаний Для обеспечения систематического и регулярного контроля за учебной работой студентом в течение семестра в КазНТУ применяется рейтинговый контроль знаний. Суммарный итоговый рейтинг дисциплины равен 100 баллам. Итоговым контролем (во время сессии) является экзамен, который максимально оценивается в 40 баллов. В течение семестра проводятся 2 рубежных тестовых контроля (на восьмой и пятнадцатой неделях), оценивающиеся по 10 баллов. В текущий контроль оценки знаний студентов входят выполнение 10 лабораторных работ (оценивающихся в 3-5 баллов в зависимости от сложности и объёма работы). Сроки сдачи результатов текущего контроля приведены в календарном графике учебного процесса (таблица 3). Таблица 3 Политика и процедура курса Все виды работ необходимо выполнять и защищать в указанные сроки. Студенты, не сдавшие очередное задание или получившие за его выполнение менее 50% баллов, имеют возможность отработать указанное задание по дополнительному графику. Студенты, пропустившие лабораторные занятия по уважительной причине, отрабатывают их в дополнительное время в присутствии лаборанта после допуска преподавателя. Студенты, не выполнившие все втды работ, к экзамену не допускаются. СОДЕРЖАНИЕ АКТИВНОГО РАЗДАТОЧНОГО МАТЕРИАЛА 2.1 Тематический план курса Изучение дисциплины «Химия» предполагает обязательные лекционные (2 кредита) и лабораторные занятия (1 кредит), а также самостоятельную работу студентов (СРС и СРСП). Такие комплексные занятия обеспечивают усвоение курса, способствуют приобретению студентами фундаментальных химических знаний. Тематический план дисциплины с указанием наименований тем и количества академических часов по всем видам занятий (по темам) приведен в таблице 6.
Таблица6 Тематический план курса Распределение часов по видам занятий (3 кредита)
Конспект лекционных занятий Тема лекции 1: Введение. Предмет химии. Основные классы неорганических соединений. (2 часа). Материя проявляется в двух формах – вещества и поля. Вещество – одна из основных форм существования материи, состоящая из частиц, имеющих собственную массу, массу покоя. Например, молекул, атомов, электронов, атомных ядер. Поле – это такая форма существования материи, которая характеризуется, прежде всего, энергией. Посредством поля осуществляется связь и взаимодействие между частицами вещества. В настоящее время известно около 6 млн. различных природных и искусственно полученных веществ. Неотъемлемым свойством материи, ее атрибутом является движение. Материя находится в непрерывном движении, она неразрывно связана с движением. Формы движения материи очень разнообразны, они взаимосвязаны, могут переходить одна в другую. Например, механическая в электрическую, электрическая в тепловую и т. д. Простейшим носителем химической формы движения материи является атом. При химических процессах происходит обмен атомами между различными веществами, разрушение одних веществ и возникновение других, т. е. в результате химических процессов возникают новые вещества с другими физическими и химическими свойствами. Следовательно, химическое изменение обязательно сопровождается появлением новых химических индивидов. Химия – наука о веществах и их превращениях, сопровождающихся перераспределением химических связей между атомами, как входящими в состав химических частиц, так и свободными. Химия изучает состав, строение, свойства веществ и их превращения. Как одна из отраслей естествознания химия связана с другими науками (геохимия, физ. химия, космохимия и др.). Предметом изучения нашего курса является химия. Это – основные понятия и законы химии, общие закономерности протекания химических реакций, теория химической связи, учение о растворах и другие основополагающие концепции химии. Велико значение химии в технике, развитие которой немыслимо без понимания процессов превращения веществ. Применение законов химии позволяет совершенствовать существующие и создавать новые процессы, технологии и материалы. Химические реакции широко применяются во многих производственных процессах. Например, процессы окисления-восстановления в металлургии, получение металлов, топлива, электроэнергии, синтетических материалов, продуктов питания непосредственно связаны с химическими реакциями. Для развития новой техники и технологий необходимы материалы с особыми заданными свойствами – сверхтвердые, жаростойкие, сверхчистые, устойчивые к коррозии. Такие материалы позволяет получить химическая промышленность. Все вышесказанное подтверждает необходимость изучения химии для инженера любой специальности, а дисциплины неорганическая химия – инженера химико-технологической специальности. Основные классы неорганических соединений: Оксиды Кислоты 3. Основания (Гидроксиды). 4. Соли: средние (нормальные), кислые (гидросоли), основные (гидроксосоли). Кислоты. Классификация кислот. Химические свойства. Слова " кислота" и " кислый" не зря имеют общий корень. Растворы всех кислот на вкус кислые. Это не означает, что раствор любой кислоты можно пробовать на язык – среди них встречаются очень едкие и даже ядовитые. Но такие кислоты как уксусная (содержится в столовом уксусе), яблочная, лимонная, аскорбиновая (витамин С), щавелевая и некоторые другие (эти кислоты содержатся в растениях) знакомы вам именно своим кислым вкусом. Все кислоты, независимо от их происхождения, объединяет общее свойство – они содержат реакционноспособные атомы водорода. В связи с этим кислотам можно дать следующее определение: Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток. Свойства кислот определяются тем, что они способны заменять в своих молекулах атомы водорода на атомы металлов. Например:
Давайте на примере серной кислоты рассмотрим ее образование из кислотного оксида SO3, а затем реакцию серной кислоты с магнием. Валентности всех элементов, участвующих в реакции, нам известны, поэтому напишем соединения в виде структурных формул:
Эти примеры позволяют легко проследить связь между кислотным оксидом SO3, кислотой H2SO4 и солью MgSO4. Одно " рождается" из другого, причем атом серы и атомы кислорода переходят из соединения одного класса (кислотный оксид) в соединения других классов (кислота, соль). Кислоты классифицируют по таким признакам: а) по наличию или отсутствию кислорода в молекуле и б) по числу атомов водорода. По первому признаку кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные (табл. 8-1). ** Термин " одноосновная кислота" возник потому, что для нейтрализации одной молекулы такой кислоты требуется " одно основание", т.е. одна молекула какого-либо простейшего основания типа NaOH или KOH: HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O HCl + KOH = KCl + H2O Двухосновная кислота требует для своей нейтрализации уже " два основания", а трехосновная – " три основания": H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O H3PO4 + 3 NaOH = Na3PO4 + 3 H2O Рассмотрим важнейшие химические свойства кислот. 1. Действие растворов кислот на индикаторы. Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет, индикатор метиловый оранжевый – тоже в красный цвет. Индикаторы представляют собой вещества сложного строения. В растворах оснований и в нейтральных растворах они имеют иную окраску, чем в растворах кислот. Об индикаторах мы более подробно расскажем в следующем параграфе на примере их реакций с основаниями. 2. Взаимодействие кислот с основаниями. Эта реакция, как вы уже знаете, называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода. Например:
Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями – такими как NaOH и KOH: H2SiO3 + 2 NaOH = Na2SiO3 + 2H2O 3. Взаимодействие кислот с основными оксидами. Поскольку основные оксиды – ближайшие родственники оснований – с ними кислоты также вступают в реакции нейтрализации:
Как и в случае реакций с основаниями, с основными оксидами кислоты образуют соль и воду. Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации. Например, фосфорную кислоту используют для очистки железа от ржавчины (оксидов железа). Фосфорная кислота, убирая с поверхности металла его оксид, с самим железом реагирует очень медленно. Оксид железа превращается в растворимую соль FePO4, которую смывают водой вместе с остатками кислоты. 4. Взаимодействие кислот с металлами. Как мы видим из предыдущего примера, для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия (в отличие от реакций кислот с основаниями и основными оксидами, которые идут практически всегда). Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, ртуть и некоторые другие металлы с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.
В связи с этим существует еще одна классификация кислот – по силе. В таблице 8-4 в каждой из колонок сила кислот уменьшается сверху вниз. Таблица 8-4. Классификация кислот на сильные и слабые кислоты.
** Следует помнить, что в реакциях кислот с металлами есть одно важное исключение. При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется. Это связано с тем, что азотная кислота содержит в своей молекуле сильный окислитель – азот в степени окисления +5. Поэтому с металлами в первую очередь реагирует более активный окислитель N+5, а не H+, как в других кислотах. Выделяющийся все же в каком-то количестве водород немедленно окисляется и не выделяется в виде газа. Это же наблюдается и для реакций концентрированной серной кислоты, в молекуле которой сера S+6 также выступает в роли главного окислителя. Состав продуктов в этих окислительно-восстановительных реакциях зависит от многих факторов: активности металла, концентрации кислоты, температуры. Например: Cu + 4 HNO3(конц.) =Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 3 Cu + 8HNO3(разб.) = 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O 8 K + 5 H2SO4(конц.) = 4 K2SO4 + H2S + 4 H2O 3 Zn + 4 H2SO4(конц.) = 3 ZnSO4 + S + 4 H2O Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагирует с концентрированными (т.е. безводными) кислотами – серной кислотой и азотной кислотой. Эти металлы – Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие – при контакте с безводными кислотами сразу же покрываются продуктами окисления (пассивируются). Продукты окисления, образующие прочные пленки, могут растворяться в водных растворах кислот, но нерастворимы в кислотах концентрированных. Это обстоятельство используют в промышленности. Например, концентрированную серную кислоту хранят и перевозят в железных бочках. Основания. Свойства и классификация оснований. Щелочи.. Если вещество содержит гидрокси-группы (ОН), которые могут отщепляться (подобно отдельному " атому" ) в реакциях с другими веществами, то такое вещество является основанием. Существует много оснований, которые состоят из атома какого-либо металла и присоединенных к нему гидрокси-групп. Например: NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH)2 – гидроксид кальция, Fe(OH)3 – гидроксид железа (III), Гидрокси-группы одновалентны, поэтому формулу основания легко составить по валентности металла. К химическому символу металла надо приписать столько гидрокси-групп, какова валентность металла. Большинство оснований – ионные соединения. Планы лабораторных занятий Запись данных опыта Запишите свои наблюдения: 1) Составьте уравнение протекающей обратимой реакции и напишите выражение для константы равновесия скоростей прямого и обратного процессов. 2) Какое вещество придает раствору красную окраску? 3) Как изменяется интенсивность окраски раствора при добавлении насыщенных растворов FeCl3 , КСNC и кристаллического КCl? 4) В каком направлении смещается химическое равновесие (5, 6, 7) действие? 4.4. Оформление работы Ответить в виде соответствующих записей в лабораторной тетради на поставленные в работе вопросы. Основная литература: [6], стр. 51-53, [7], стр. 89-90, 94-95. Контрольные вопросы: 1. Как сместится равновесие написанной реакции, если уменьшить концентрацию в левой стороне одного из веществ и увеличить в правой стороне: 2CH3COONa + H2SO4 2. Как изменится скорость реакции 2NO + O2 3. На сколько градусов надо понизить температуру, чтобы скорость реакции уменьшилась в 81 раз при температурном коэффициенте равном 3? 4. Как сместить равновесие реакции влево 2CO(г.) + O2(г.) 5. На сколько градусов надо понизить температуру, чтобы скорость реакции уменьшилась в 81 раз при температурном коэффициенте равном 3? Образование соединений с комплекным анионом Опыт 1. Получение комплексного соединения висмута (тетрайодовисмута калия) В пробирку с 2-3 мл раствора нитрата висмута (III) добавляйте по каплям раствор иодида калия до выделения осадка иодида висмута (III). Как ов цвет осадка? Затем к выпавшему осадку добавляйте еще 2-3 мл раствора иодида калия до полного растворения с образованием комплексного соединения. Каков цвет полученного раствора? Напишите уравнение реакций получения тетраиодовисмута калия. Образование соединений с комплексным катионом Опыт 2. Получение аммиачного комплекса никеля (гидроксид гексааминникеля) Получите осадок дигидроксида никеля, добавляя к NiSO4 гидроксида натрия. Осадку дайте отстояться и раствор осторожно слейте в раковину. Какого цвета осадок? Напишите уравнение реакции. Прибавьте к осадку Ni(OH)2 25 % раствор аммиака до полного растворения дигидроксида никеля вследствие образования комплексного основания (гидроксид гексааминникеля). Сравните окраску ионов Ni+2 из сульфата никеля с окраской иона [Ni(NH3)6]2+. Присутствие каких ионов сообщает окраску раствору? Какое основание является более сильным электролитом: дигидроксид никеля (II) или дигидроксид гексааминникеля? Почему? Запишите соответствующие выражения ПР Ni(OH)2 и КН [Ni(NH3)6]2+. Опыт 3.Образование соединения, содержащего комплексный катион и комплексный анион-бикомплекс Внести в пробирку 2-3 мл раствора гексациано-(II)-феррата калия (K4[Fe(CN)6]) и прилейте раствор сульфата никеля до получения осадка гексациано (II) феррата никеля. Каков цвет осадка? Затем прибавляйте по каплям 25 %-ный раствор аммиака до полного растворения осадка. Через 1-2 мин. из полученного раствора начинают выпадать бледно-лиловые кристаллы соли [Ni(NH3)6]2[Fe(CN)6]. Напишите уравнение протекающей реакции. Опыт 4. Качественные реакции на присутствие в растворе ионов двух и трех валентного железа 1) В пробирку внесите несколько кристалликов соли Мора – (NH4)2Fe(SO4)2*24H2O, добавьте 2-3 мл дистиллированной воды, встряхните пробирку и полученный раствор подкислите раствором серной кислоты (подкисление благоприятствует течению реакции). Добавьте 2-3 мл раствора гексациано-феррата (III) калия. Наблюдайте выпадение осадка. Укажите цвет осадка. Как называется осадок? Реактивом на какой ион в растворе является красная кровяная соль? Испытайте отношение осадка к раствору гидроксида калия. 2) В пробирку внесите 2-3 мл раствора соли железа (III) – FeCl3, Fe(NO3)3, подкислив его раствором соляной кислоты, и добавьте 2-3 мл раствора гексацианоферрата (II) калия. Наблюдайте выпадение осадка. Напишите уравнение реакции. Укажите цвет осадка. Как называется осадок? Реактивом на какой ион в растворе является желтая кровяная соль? Испытайте отношение осадка к раствору щелочи. 10.4. Необходимые реактивы 1) Конические пробирки. 2) Растворы солей: нитрата висмута, иодид калия, нитрат серебра, тиосульфат натрия, сульфат меди, хлорид кобальта, желтой кровяной соли, красной кровяной соли, хлорид железа (III), сульфат железа (II), соли Мора, хлорида хрома. Растворы гидроксидов натрия, аммония. 10.5. Оформление работы Запишите в лабораторную тетрадь I и II стадии уравнения всех протекающих реакций, учитывая, что комплексные соединения получаются по второй стадии. Объясните устойчивость комплексов, пользуясь таблицей констант нестойкости комплексов. Основная литература: [6], 1994 г, стр. 133 - 136. Контрольные вопросы: 1. Определить степень окисления, координационное число и знак заряда комплексообразователя полученных в результате опытов комплексных соединений. 2. Назовите полученные комплексные соединения согласно принятой номенклатуре. 3. От чего зависит прочность комплексных соединений?
Планы практических занятий № 1 практическое занятие. Атомно-молекулярное учение. Основные понятия и законы химии. Элемент, атом, молекула, молекулярная масса, моль. Основные классы неорганических соединений. Оксиды, кислоты, гидроксиды (основания), соли. Нормальные, кислые (гидро) и основные (гидроксо) соли. Задание 1. Эквивалент. Законы: сохранения энергии, постоянства состава, кратных отношений, объёмных отношений, эквивалентов и закон Авогадро. Закон постоянства состава? Что такое дальтониды и бертолиды? 2. Какие соединения называются не стехиометрическими? Закон кратных отношений? 3. Закон эквивалентов. Приведите правильное, современное определение слова «эквивалент». Что такое эквивалентный фактор, эквивалентная молярная масса, эквивалентное количество вещества? Приведите примеры и их меры измерения. 4. Закон Авогадро и его последствия. Сфера применения в практике закона. 5. Какие существуют методы нахождения атомной и молярной массы? Объясните их основной принцип. 6. Дайте определения понятиям «атомная масса», «относительная атомная масса», «молярная масса атома». Обоснуйте на примерах. 7. Что такое постоянная Авогадро? Как он применяется при вычислении массы атома и молекулы? 8. 40 г металла вытеснило 14, 6 л водорода при температуре 18 9. Определите формулу вещества содержащего 26, 53% калия, 63, 37% хрома и 38, 10% кислорода. Популярное:
|
Последнее изменение этой страницы: 2016-06-05; Просмотров: 506; Нарушение авторского права страницы
Na2SO4 + 2 CH3COOH
С и давлени 1, 013 10 
Па. Теплоемкость металла 0, 39 Дж/г К. Вычислить значение Аr для данного металла.