- •Предмет химии. Моль. Атомная единица массы Закон Авогадро. Закон химических эквивалентов. Эквиваленты кислот, оснований, солей.
- •В равных объемах разных газов при одинаковых условиях (давление и температура) содержится равное число молекул.
- •2 . Классификация неорганических соединений
- •Строение многоэлектронных атомов. Квантовые числа. Форма атомных орбиталей (ао). Принцип Паули. Правило Клечковского. Правило Хунда.
- •Периодический закон д.И. Менделеева. Периодическая система элементов. Электроотрицательность. Закономерности изменения ее по периодам и группам элементов периодической системы.
- •5. Химическая связь. Ковалентная связь. Свойства ковалентной связи: прочность, полярность, насыщаемость, направленность, гибридизация, кратность.
- •6. Кс. Гибридизация атомных орбиталей. Водородная и донорно-акцепторная связь.
- •Энергетические эффекты химических реакций. Энтальпия. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Расчет теплового эффекта химической реакции.
- •8. Энтропия. Энергия Гиббса. Термохимические расчеты.
- •Химическая кинетика и равновесие. Скорость химических реакций. Закон действия масс. Влияние температуры (закон Вант-Гоффа).
- •Химическое равновесие. Константа равновесия. Сдвиг равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •Растворы. Способы выражения концентрации растворов.
- •Свойства растворов неэлектролитов. Давление пара. Криоскопия и Эбуллиоскопия. Осмотическое давление.
- •Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
- •Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.
- •Ионообменные реакции. Направление протекания реакции. Произведение растворимости.
- •16. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы.
- •17. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза.
- •Характеристики кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Амфотерность гидроксидов.
- •Окислительно-восстановительные реакции (овр). Степень окисления атомов Основные окислители и восстановители. Составление уравнений овр методами электронного и электронно-ионного баланса.
- •Электрохимические процессы. Стандартный электродный потенциал. Ряд напряжений металлов. Гальванические элементы.
- •Электролиз расплавов и растворов солей.
- •Коррозия металлов. Электрохимическая коррозия. Протекторная и электрохимическая защита металлов от коррозии.
- •Протекторная защита от коррозии
- •Дисперсные системы. Классификация по различным признакам. Поверхностные явления. Строительные материалы.
- •Кальций нахождение в природе. Получение. Химические свойства. Соединения кальция. Применение.
- •27. Жесткость воды. Виды жесткости. Методы умягчения воды.
- •Алюминий. Нахождение в природе. Получение Химические свойства. Соединения алюминия. Применение.
- •Кремний. Нахождение в природе. Получение Химические свойства. Соединения кремния. Оксиды, кислоты, силикаты.
- •34. Галогены. Нахождение в природе. Физические и химические св-ва. Получения галогенов. Галогеноводородные кислоты. Кислородосодержащие соединения галогенов.
- •35. Классификация органических соединений.
-
Электрохимические процессы. Стандартный электродный потенциал. Ряд напряжений металлов. Гальванические элементы.
Электрохимические процессы – процессы взаимопревращения хим. и электрич-ой форм энергии, протекающие на электродах.
Электрод – любой металл или токопроводящий материал, погруженный в р-р электролита. Между ними подвижное равновесие: Меn++ne-=Me0. при погружении Ме в р-р нач-ся сложное взаимодействие Ме с компонентами р-ра электролита. Гидратированные ионы Ме, находящиеся у поверхности электрода, и оставшиеся на Ме избыточные электроны, образуют две противозаряженные плоскости, аналогичные обкладке плоского конденсатора. И на границе раздела возникает двойной электрич-й слой. Переход ионов Ме с электрода в раствор приводит к равновесному состоянию системы, потенциал на поверхности Ме равновесный и зависит от св-в Ме и концентрации его ионов в р-ре.
Стан-й водородный потенциал: 2H++2e-=H20
Ст.электр.потенциал Ме: Электродный потенциал, измеренный относительно стандартного водородного потенциала при условии, что концентрация свободных гидратированных ионов Ме равна 1 моль/л раствора электролита.
Уравнение Нернста: OX+ne-=Red,
Ox-окисленная форма, Red-восстановленная.
потенциал: φox/red= φ0ox/red –(RT/nF)ln(Cox/Cred),
R-газ.пост.=8, 31, F-пост.Фарадея, n-число ℮, переданных окислителем. Или: φox/red= φ0ox/red –(0,058/n)lg(Cox/Cred),
Гальваническими первичными элементами называют устройства для прямого преобразования химической энергии заключенных в них реагентов в электрическую. Реагенты (окислитель и восстановитель) входят непосредственно в состав гальванического элемента и расходуются в процессе его работы. После расхода реагентов элемент не может больше работать, Таким образом, это источник тока одноразового действия, поэтому его еще называют первичным химическим источником тока.
Емкость элемента — это количество электричества, которое источник тока отдает при разряде. Она определяется массой реагентов в элементе, их эквивалентом и степенью превращения. Важной характеристикой элемента служит удельная энергия, т. е. энергия, отнесенная к единице массы или объема элемента. Так как при увеличении тока напряжение элемента падает, то энергия и удельная энергия элемента также падают.
Гальванический элемент – состоит из 2 полуэлементов окислительно-восстановительных систем, соед-х между собой Ме-м проводником.
В качестве анодов обычно применяются электроды из цинка и магния, катодов — электроды из оксидов металлов (марганца, меди, ртути, серебра) и хлоридов (меди и свинца) на графите, а также кислородный электрод. Процессы: 1.окисления на аноде(-) ;
2.восстановления на катоде(+) ; 3.движение эл-в во внешней цепи
4.движение ионов в растворе.
Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:
1. Чем левее расположен металл в ряду напряжений, тем сильнее его восстановительная способность и тем слабее окислительная способность его иона в растворе (т.е. тем легче он отдает электроны (окисляется) и тем труднее его ионы присоединяют обратно электроны). 2. Каждый металл способен вытеснять из растворов солей те металлы, которые стоят в ряду напряжений правее его, т.е. восстанавливает ионы последующих металлов в электронейтральные атомы, отдавая электроны и сам превращаясь в ионы. 3. Только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода (Н), способны вытеснять его из растворов кислот (например, Zn, Fe, Pb, но не Сu, Hg, Ag).