- •1. Квантовые числа, волновая функция, понятие об атомной орбитали.
- •2. Энергетическая диаграмма возможных состоянийэлектрона в атоме водорода.
- •3. Распределение электронов по ао в многоэлектронных атомах. Принцип Паули, правило Гунда, правило Клечковского.
- •4. Периодический закон. Периодическая система. Электронные конфигурации атомов.
- •5. Периодические свойства атомов.
- •6. Характерные степени окисления эл-тов.
- •7. Ковалентная химическя связь.
- •8.Насыщаемость ков связи и валентные возм-ти атомов.
- •9. Направлен-ть ков связи
- •10. Полярность и поляризуемость ковалентной связи. Полярность молекулы.
- •11. Металлическая связь. Деление элементов на металлы и неметаллы.
- •12 .Ионная связь и ее свойства.
- •13. Типы межмолекулярных взаимодействий.
- •14. Водородная связь и ее влияние на физические свойства вещества.
- •15. Классификация кристаллов по типу химической связи и их физические свойства.
- •17. Термохимические уравнения. Закон Гесса, следствия из него. Энтальпия.
- •18. Напрвление осущ-ния хим р-ций.Энтропия. Энергия Гиббса.
- •19. Понятие о скорости реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции. Влияние концентраций на скорость реакций.
- •20. Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса.
- •21. Понятие об энергии активации. Влияние катализатора.
- •22. Химическое равновесие и его признаки. Константа химического равновесия.
- •23. Факторы, влияющие на химическое равновесие.
- •24. Классификация дисперсных систем. Понятие о растворах. Растворимость. Концентрация.
- •25.Физико-химические свойства разбавленных растворов неэлектролитов.
- •26. Понятие об электролитах, степень диссоциации. Растворы сильных электролитов. Ионная сила раствора. Активность ионов.
- •27. Растворы слабых электролитов. Константа диссоциации слабого электролита. Факторы влияющие на степень диссоциации слабого электролита.
- •28.Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.
- •29. Понятие о кислотах. Константы диссоциации слабых кислот.
- •30. Понятие об основаниях. Константы диссоциации слабых оснований.
- •31. Плохорастворимые сильные электролиты. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков.
- •33.Гидролиз солей, константа гидролиза. Степень гидролиза и факторы, влияющие на неё.
- •34.Буферные растворы
- •35.Овр. Основные понятия. Направление протекания овр.
- •36. Понятие об окислительно – восстановительном потенциале.. Факторы, влияющие на величину овп. Уравнение Нернста. Стандартные овп. Ряд стандартных электронных потенциалов металлов.
- •37. Гальванические элементы. Элемент Даниэля-Якоби: основные типы. Области практического использования гальванических элементов
- •38. Электролиз расплава соли. Основные понятия. Потенциал разложения. Перенапряжение.
- •39. Электролиз расплава соли. Ряд разряжаемости катионов и анионов. Области практического применения электролиза.
- •40. Коррозия металлов. Защита металлов от коррозии. .
38. Электролиз расплава соли. Основные понятия. Потенциал разложения. Перенапряжение.
Эл-з - ок-восст процесс, протек среде электролита под воздейств эл тока и сопровождающийся разрядом ионов на электродах. Процессы эл-за проводятся в электролитич ячейках (электролизерах). Эл ячейка сост из 2-х электродов, погруженных в расплавлен соль или водн р-р. Электрич энергию получ от источника эл тока. Он играет роль «ẽ-ного насоса», нагнетающего ẽ-ы в один электрод и удаляющего их с др электрода. При удалении ẽ-ов с электрода на нем созд-ся полож заряд, а при нагнетании - отриц. При эл-зе расплавленного NaCl ионы Na+ присоед ẽ-ы на отриц электроде и восст-ся. По мере уменьш-я конц-ции ионов Na+ вблизи этого электрода к нему диффундируют доп ионы Na+. Точно так же происх и переем-е ионов Сl-- к полож электроду, где они отдают ẽ-ы и ок-ся. Электрод, на к-ром происх восст-е, назыв катодом, а электрод, на к-ром происх ок-е - анодом. В эл ячейке протек след р-ции: на аноде: 2Cl—(ж)→Cl2+2ẽ;
на катоде: 2Na+(ж) +2ẽ→2Na(ж). 2Na+(ж)+ 2Cl—(ж)→ 2Na(ж)+ Cl2
Потенциал разложения - min напряжение, к-рое необходимо уст, чтобы эл-з шел с заметной скоростью. Вел-на потенциала разлож-я изменяется в интервале от 0,5В (очистка меди) до 7В (получение алюминия). Потенц разлож-я пропорц-н разности ок-восст потенциалов ок-ля и восс-ля, но всегда её превышает на вел-ну потенциала перенапряжения (Uперен).
Uразл=|φок –φвос|+Uперен, Uперен=φперен кат+φперен ан, т.е. на практике для провед-я эл-за всегда требуется более высок напр, чем вычисленное по электродн потенциалам.
Это объясн-ся наличием внутр сопротивления электролизера, явл-ем концентрационной и электрохим (перенапряжение) поляризации электродов. Особ знач-е приобретает электрохим поляризация, т.к. в рез-те выделения на инертных электродах продуктов эл-за меняется сост пов-ти электродов; в электролизере возник гальв эл-т, ЭДС к-рого необходимо преодолеть.
Перенапряжение - сложное по своей прир явл-е и завис от многих факторов как внешн, так и внутр материала электродов, хар-ра их пов-ти, плотности тока, температуры и др усл-й эл-за; природы продуктов эл-за, их агрегатн сост. Ме выдел-ся с небольш перенапряж. Газообр продукты хар-ся большим перенапряж выделения при электролизе. Потенциал перенапр опред эксперим.
39. Электролиз расплава соли. Ряд разряжаемости катионов и анионов. Области практического применения электролиза.
Э л-з р-ров солей. В р-рах солей, помимо гидратированных катионов и анионов электролита, присутств растворитель - вода, к-рая мож проявлять св-ва ок-ля за счет водорода в степени ок-я +1 либо восст-ля за счет кислорода в степени ок-я -2.
Н2О – ок-ль: 2Н++2ẽН2 (рН<7); 2Н2О+2ẽН2+2ОН-- (рН≥7)
φН+/Н2=φоН+/Н2+RTln[H+]/nF=0+0,059·lg[H+]2/2= -0,059pH
Ок-восст потенциал «водор электрода» завис от рН:
рН=0 → φН+/Н2=0В; рН=7→ φН+/Н2= -0,41В; рН=14→ φН+/Н2= -0,82В
Н2О – вос-ль: 2Н2О -4ẽО2+4Н+ (рН≤7); 4ОН-- -4ẽО2+2Н2О (рН>7)
φО2/Н2О=φоО2/Н2О+0,059·lg[H+]4/4=1,23 -0,059pH
Ок-восст потенциал «кислородн электрода» завис от рН:
рН=0→ φО2/Н2О=1,23В; рН=7→ φО2/Н2О=0,82В; рН=14→ φО2/Н2О=0,41В
Если в р-ре электролита присутств несколько ок-лей и несколько восст-лей, осущ-ся тот процесс, к-рый хар-ся наим потенциалом разлож. Т.е. на катоде восст-ся ок-ль с наиб суммарн знач-ем ок-восст потенциала и перенапряжения, а на аноде ок-ся восст-ль с наим суммарн знач-ем ок-восст потенциала и перенапряжения.
Ряд разряжаемости катионов на катоде. По хар-ру процессов, протек на катоде, при эл-зе водн р-ров катионы Ме можно подразделить на 3 группы: 1)катионы активных Ме (от Li+ до Мn2+ ) не проявляют ок св-в в водн р-рах, и на катоде при эл-зе вод р-ров солей мож протекать только восст-е воды, т.к. φМе+/Ме<<φН+/Н2; катодн р-ция: 2Н2О+2ẽ→ Н2+2ОН--. 2)катионы Ме средн активности (от Zn2+ до Н)проявляют ок св-ва, сравнимые со св-вами ионов Н+, т.к. φМе+/Ме≈φН+/Н2. –→ на катоде протек 2 р-ции: 2Н2О+2ẽ→ Н2+2ОН-- и Меn++nẽ→ Мео↓.
3)катионы неактивных Ме (от Н до Au3+) прояв более сильн ок св-ва, чем ион Н+, т.к. φМе+/Ме>φН+/Н2; катодн р-ция: Меn++nẽ→ Мео↓.
Ряд разряжаемости анионов на аноде. По способности разряж-ся на аноде при эл0зе водн р-ров анионы образ ряд разряж-ти: F--, NO3--, SO42-, PO43-…OH--, Cl--, Br--, I--, S2-
увелич-ся легкость разряда аниона на аноде
1)фторид-анионы и кислородосодержащ анионы эл-тов в высш степени ок-я (NO3--, SO42-, и др) при эл-зе водн р-ров их солей не разряж-ся, на аноде протекает ок-е воды или гидроксид ионов: 2Н2О -4ẽ→ О2+4Н+, 4ОН-- -4ẽО2+2Н2О
2)галогенид-анионы (Cl--, Br--, I--) разряж-ся на аноде до галогенов легче, чем вода, поэтому при эл-зе р-ров их солей на аноде вода не ок-ся и протек р-ции: 2Cl-- -2ẽ→ Cl2, 2Br---2ẽ→ Br2, 2I---2ẽ→ I2