![](/user_photo/2706_HbeT2.jpg)
- •)Основные понятия химии
- •2)Закон эквивалентов
- •3) Электродное облако. Квантовые числа.
- •4)Квантово-механическая модель строения атома
- •5) Порядок заполнения орбиталей электронами.
- •6) И 7) Период. Закон и пер. Система д.И. Менделеева
- •8) Сродство к электрону, электроотрицательность.
- •9) Неорганические соединения.
- •10) Соли и их хим. Свойства.
- •11) Ковалентная связь. Насыщаемость и направленность.
- •12) Механизм обр. Ионной связи.
- •13) Пи и сигма связи
- •14) Основные положения теории вс. Гибридизация.
- •15) Водородная связь.
- •16) Механизм образования металлической связи.
- •17) Донорно-акцепторная связь. Комплексные соединения.
- •18) Комплексные соединения. Хим. Связь в компл. Соед.
- •19. Координационная теория Вернера – основные положения.
- •20. Диссоциация комплексных соединений. Константы устойчивости комплексных ионов.
- •21. Первое начало термодинамики. Закон Гесса.
- •22. I и II законы термодинамики. Расчет тепловых эффектов химических реакций.
- •23. Закон Гесса и следствия из него.
- •24. Понятие о стандартном состоянии и стандартных теплотах образования. Вычисление тепловых эффектов химических реакций.
- •25. Свободная энергия Гиббса. Направление химической реакции.
- •26. Скорость химической реакции. Закон действующих масс.
- •27. Скорость химической реакции и факторы, влияющие на неё.
- •28. Уравнение Аррениуса. Понятие об энергии активации.
- •29. Уравнение Аррениуса. Энергия активации, её физический смысл.
- •30. Катализаторы. Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •31. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие.
- •32. Химическое равновесие. Принцип Ле–Шателье.
- •33. Принцип Ле–Шателье. Условия сдвига химического равновесия.
- •34. Коллигативные свойства растворов.
- •35. Законы Рауля. Температуры кипения и замерзания растворов.
- •36. Осмос и осмотическое давление.
- •37. Растворение газов в жидкостях. Закон Генри.
- •38. Степень и константа электролитической диссоциации. Закон разведения Оствальда.
- •39. Ионное произведение воды. Водородный показатель среды.
- •40. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель среды
- •41. Степень и константа гидролиза солей.
- •42. Активность и ионная сила растворов. Связь между коэффициентом активности и ионной силой раствора.
- •43. Овр. Определение, классификация.
- •44. Понятие об электродном потенциале.
- •45. Электродный потенциал. Уравнение Нернста.
- •46. Газовые электроды. Уравнение Нернста для расчета потенциалов газовых электродов
- •47. Гальванический элемент. Расчет эдс гальванического элемента.
- •48. Концентрационная и электрохимическая поляризация.
- •49. Электролиз. Законы Фарадея.
- •50. Электролиз. Выход по току. Электролиз с нерастворимым и растворимым анодами.
- •51. Основные виды коррозии. Методы защиты металлов от коррозии.
- •52.Химическая коррозия. Скорость химической коррозии.
- •53. Электрохимическая коррозия. Её скорость.
- •54. Коррозия под действием блуждающих токов.
- •55. Свойства d –элементов. Сплавы и химические соединения.
- •56. Интерметаллические соединения и твёрдые растворы Ме.
- •57. Свойства d –элементов. Сплавы и химические соединения. Физико-химические свойства металлов. Основные способы получения.
- •1)Основные понятия химии
44. Понятие об электродном потенциале.
Электро́дный потенциа́л — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).
Возникновение электродного потенциала обусловлено переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул (в том числе молекул растворителя) — ориентационной адсорбцией их. Величина электродного потенциала в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава контактирующих фаз, так и от кинетических закономерностей электродных реакций на границе раздела фаз.
Равновесное значение скачка потенциалов на границе раздела электрод/раствор определяется исключительно особенностями электродной реакции и не зависит от природы электрода и адсорбции на нём поверхностно-активных веществ. Эту абсолютную разность потенциалов между точками, находящимися в двух разных фазах, нельзя измерить экспериментально или рассчитать теоретически.
45. Электродный потенциал. Уравнение Нернста.
Электро́дный потенциа́л — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).
Вывод уравнения Нернста
,
где
E — электродный потенциал, E0 — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;
R — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);
T — абсолютная температура;
F — постоянная Фарадея, равная 96485,35 Кл·моль−1;
т — число моль электронов, участвующих в процессе;
и
— активности соответственно окисленной
и восстановленной форм вещества,
участвующего в полуреакции.
Если
в формулу Нернста подставить числовые
значения констант R и F и
перейти от натуральных
логарифмов к десятичным, то
при получим
46. Газовые электроды. Уравнение Нернста для расчета потенциалов газовых электродов
Газовые
электроды состоят из проводника 1-го
рода, контактирующего одновременно с
газом и раствором, содержащим ионы
этого газа. Проводник 1-го рода служит
для подвода и отвода электронов и, кроме
того, является катализатором электродной
реакции (ускоряет установление равновесия
на электроде). Проводник 1-го рода не
должен посылать в раствор собственные
ионы. Лучше всего удовлетворяют этому
условию платина и платиновые металлы,
поэтому они чаще всего используются
при создании газовых электродов. Так
как в равновесных электродных реакциях
газовых электродов участвуют газообразные
компоненты, то электродные потенциалы
этих электродов зависят от парциальных
давлений газов. Это можно показать на
примерах водородного и кислородного
электродов. Равновесие на водородном
электроде выражается уравнением
2Н++3е↔Н2.
Уравнение для расчетов потенциалов
водородного электрода можно вывести
так же, как было введено уравнение для
расчета потенциала металлического
электрода. Оно имеет вид:
=
или для 298 К
lg
47. Гальванический элемент. Расчет эдс гальванического элемента.
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ- химический источник тока, в котором лектрическаяэнергиявырабатывается в результате прямого преобразования химической энергии окислительно-восстановительной реакцией. В состав гальванического элемента входят два разнородных электрода (один- содержащий окислитель, другой - восстановитель), контактирующие с электролитом. Различают гальванические элементы одноразового использования (т. н. первичные элементы, напр.Лекланше элемент), многоразового действия (электрические аккумуляторы) и с непрерывной подачей реагентов (топливные элементы). Ранеетермин"гальванический элемент" относился только к первичным элементам.
ЭДС гальванического элемента определяется как разность электродных потенциалов. По уравнению НЕРНСТА