
- •1. Основные понятия и законы химии. Атомно-молекулярное учение. Закон сохранения веществ. Закон постоянства состава.
- •2. Закон эквивалентов. Понятие об эквиваленте и способы его определения.
- •3. Закон Авогадро. Следствия из этого закона.
- •4. Учение о химических процессах. Основные понятия термодинамики.
- •6. Скорость химических реакций. Зависимость скорости реакции от природы и концентрации реагирующих веществ. Закон действия масс.
- •7. Влияние температуры на скорость химических реакций. Закон Вант-гоффа. Математическое выражение этого закона.
- •8. Химическое равновесие, условия смещения равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •9. Какие химические реакции называются обратимыми и необратимыми. В какую сторону сместиться равновесие реакции
- •Пример 2. Синтез аммиака протекает согласно уравнению:
- •10. Соли, кислоты, основания с точки зрения электролитической диссоцации. Их состав и свойства. Амфотерные гидроксиды. Особенности амфотерных гидроксидов.
- •11. Химическая связь и валентность.
- •12. Ионная химическая связь. Образование молекулы NaCl. Свойства ионных соединений.
- •13. Ковалентная связь. Строение h2 и Cl2. Образование молекулы хлороводорода согласно методу валентных связей.
- •2.3.3. Основные положения метода валентных связей
- •14. Растворы. Физическая и химическая теории растворов. Тепловые эффекты при растворении.
- •6.2. Процесс образования растворов. Тепловые эффекты при растворении
- •15. Растворы. Концентрация растворов и способы ее выражения. Дайте определение нормальной, молярной и процентной концентрации.
- •16. Ионной произведение воды. Водородный показатель растворов.
- •17. Гидролиз солей. Основные типы гидролизы солей.
- •18. Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу: k2so4, MgCl2, kcn, NaNo3. Составьте возможные уравнения гидролиза (первую ступень).
- •19. Основные положения теории электрической диссоциации. Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
- •20. Окислительно – восстановительные реакции. Какие вещества называются окислителями, восстановителями.
- •1. Окисление – процесс отдачи электронов атомам, молекулой или ионом. Степень
- •2. Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.
- •21. Что называется процессом окисления и процессом восстановления. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих при следующих превращениях:
- •Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором
- •Окисление, восстановление
- •22.Составьте схему электронного баланса и расставьте коэффициенты в овр:
- •23. Типы овр: межмолекулярные., внутримолекулярные, диспропорционирования. К какому типу относится данные реакции:
- •24. Химические свойства металлов. Отношение металлов к воде. Какие металлы будут взаимодействовать с водой:Na,Cu,Fe. Напишите уравнения реакции.
- •3) Эта реакция невозможна. Хотя в присутствии кислорода медь окисляется во влажной атмосфере (бронзовые памятники зеленеют)
- •25.Отношение металлов к соляной кислоте:Fe, Ag, Mg
- •26 Отношение к разбавленной серной кислоте.
- •Разбавленная серная кислота
- •2) Вытесняют водород из разбавленной серной кислоты. Мы видим пузырьки водорода при добавлении разбавленной серной кислоты в пробирку с цинком.
- •3) Cеребро стоит в ряду напряжений после водорода – поэтому разбавленная серная кислота не действует на серебро
- •27 Отношение к концентрированной серной кислоте
- •1) Медь - менее активный металл. При взаимодействии с концентрированно серной кислотой восстанавливает ее до сернистого газа.
- •28 Отношение к разбавленной азотной кислоте: магния, меди, золота
- •29 Отношение к концентрированной азотной кислоте: серебра, алюминия, кальция Концентрированная азотная кислота
- •Примеры
- •30 Отношение металлов к щелочам.
- •31 Взаимодействие металлов с солями
- •31 Электродные процессы.Понятия об электродном потенциале. Водородный электрод. Измерение электродных потенциалов.
- •35Что называется электролизом? Анодные и катодные процессы при электролизе на примере раствора нитрата натрия с нерастворимым анодом.
- •36 Напишите уравнение процессов, происходящих при электролизе водного раствора хлорида железа нерастворимым анодом
- •37 Электролиз расплавов. Напишите уравнение процессов, происходящих при электролизе расплава хлорида калия.
- •38 Законы фарадея. Математическое выражение этих законов. Применение электролиза в промышленности
- •39 В какой последовательности разряжаются ионы на катоде при электролизе смеси расплавов солей:HgCl2, PbCl2, kCl
- •40 Cтроение атома. Протонно- электронная модель атомного ядра
- •41 Квантовые характеристики состояния электрона в атоме
- •42Правило Клечковсвого на примере заполнения электронами энергетических уровней и подуровней в атоме элемента калия.
- •Решение
- •43 Правило Клечковского на примере элемента скандия. К какому семейству относится данный элемент.
- •44Порядок заполнения электронами энергетических ячеек.Составвьте электрон-графическую формулу углерода, согласно правилу Гунда.
- •45 Дайте определение коррозии металлов. Основные признаки коррозии. Типы коррозии. Химическая коррозия, газовая, жидкостная.
- •Классификация видов коррозии
- •Коррозия неметаллических материалов
- •Коррозия металлов
- •Химическая коррозия
- •Электрохимическая коррозия
- •Борьба с коррозией
- •Цинкование
- •Защита металлов от коррозии
- •Коррозионная стойкость
- •Электрохимическая защита от коррозии
- •Межкристаллитная коррозия
- •46 Электрохимическая коррозия. Коррозия технического железа в кислой среде. Составьте схему микрогальванического элемента при коррозии
- •48 Железо, покрытое оловом. Какое это покрытие? Напишите схему коррозии металла при нарушении покрытия во влажной среде на воздухе.
- •49 Стальная конструкция, покрытая цинком. Какое это покрытие? Напишите схему коррозии металла в случае нарушения покрытия во влажном воздухе. Какой тип покрытия?
- •50 Методы электрохимической защиты: катодная защита – принцип метода; анодная защита (протекторная)
- •51 Защита металлов от коррозии: металлические и неметаллические покрытия
- •Металлические защитные покрытия хром, никель, цинк, кадмий, алюминий, олово и др.
- •Неметаллические защитные покрытия лаки, краски, эмали, фенолформальдегидные смолы и др
- •54 Химия выжущих веществ. Коррозия цементного камня.
18. Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу: k2so4, MgCl2, kcn, NaNo3. Составьте возможные уравнения гидролиза (первую ступень).
1) K2SO4 - гидролиз не идет, т.к. соль образована сильной кислотой и сильным основанием
2)Хлорид магния MgCl2, как соль, образованная слабым основанием Mg(ОН)2 и сильной кислотой HCl, подвергается гидролизу по катиону в две стадии. Среда раствора соли кислая (рН<7) I: MgCl2 + H2O <--> MgOHCl + HCl Mg2+ + 2 Cl- + H2O <--> MgOH+ + Cl- + H+ + Cl- Mg2+ + H2O <--> MgOH+ + H+
3)Цианид калия KCN – соль слабой одноосновной кислоты HCN и сильного основания КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на катионы К+ и анионы CN–. Катионы К+ не могут связывать ионы ОН– воды, так как КОН – сильный электролит. Анионы же CN– связывают ионы Н+ воды, образуя молекулы слабого электролита HCN. Соль гидролизуется, как говорят, по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза CN– + H2O ---HCN + OH– или в молекулярной форме KCN + Н2О ---HCN + КОН В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН–, поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН >7)
Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.
рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной.
19. Основные положения теории электрической диссоциации. Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.
2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные частицы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому положительно заряженные частицы называются катионами, а отрицательно заряженные – анионами.
3. Направленное движение происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами (катод заряжен отрицательно, а анод – положительно).
4. Ионизация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация).
Основные
положения теории электролитической
диссоциации Обобщим
сведения об электролитической диссоциации
в виде основных положений ныне
общепризнанной теории. Они заключается
в следующем.
В результате такого
взаимодействия образуются гидратиро-ванные,
то есть связанные с молекулами воды,
ионы.
Следовательно, по наличию
водной оболочки ионы делятся на
гидратированные (в растворах и
кристаллогидратах) и не-гидратированные
(в безводных солях).
При растворении
в воде электролиты диссоциируют (расспадаются)
на положительные и отрицательные
ионы.
Свойства ионов совершенно не
похожи на свойства атомов,
которые их образовали. Ионы —
зто одна из форм существования химического
элемента.
3. Под действием электрического
тока положительно
заряженные ионы движутся к отрицательному
полюсу источника тока — катоду, и
поэтому называются катионами, а
отрицательно заряженные ионы движутся
к положительному полюсу источника тока
— аноду, и поэтому называются
анионами.
Следовательно, существует
еще одна классификация ионов — по знаку
их заряда. Сумма зарядов катионов равна
сумме зарядов анионов, вследствие чего
растворы электролитов остаются
электронейтральными.
Ионы —
зто положительно или отрицательно
заряженные частицы, в которые превращаются
атомы или группы атомов одного или
нескольких химических элементов в
результате отдачи или присоединения
электронов.
Само слово «ион» в
переводе с греческого означает
"странствующий". В растворах ноны
беспорядочно передвигаются («странствуют»)
в различных направлениях.
По составу
ионы делятся на простые и сложные.
4.
Электролитическая диссоциация —
процесс обратимый для слабых
электролитов.
Наряду с процессом
диссоциации (распад электролита на
ионы) протекает и обратный процесс —
ассоциация (соединение ионов). Поэтому
в уравнениях электролитической
диссоциации вместо знака равенства
ставят знак обратимости, например:
5.
Не все электролиты в одинаковой мере
диссоциируют на ионы.
Степень
диссоциации зависит от природы электролита
и его концентрации. По степени диссоциации
электролиты делят на сильные и слабые.
6.
Химические свойства растворов
электролитов определяются свойствами
тех ионов, которые они образуют при
диссоциации.
По характеру образующихся
ионов различают три типа электролитов:
кислоты, основания и соли.
Кислотами
называются электролиты, при диссоциации
которых в качестве катионов образуются
только ионы водорода. Например,
HCl
→ H+ +
Cl-;
CH3COOH
H+ +
CH3COO-.
Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCl, HNO3 – одноосновные кислоты, H2SO4, H2CO3 – двухосновные, H3PO4, H3AsO4 – трехосновные.
Основаниями называют электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Например,
KOH → K+ + OH-, NH4OH NH4+ + OH-.
Растворимые в воде основания называются щелочами.
Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп. Например, KOH, NaOH – однокислотные основания, Ca(OH)2 – двухкислотное, Sn(OH)4 – четырехкислотное и т.д.
Солями называют электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также ион NH4+) и анионы кислотных остатков. Например,
CaCl2→ Ca2+ + 2Cl-, NaF → Na+ + F-.
Электролиты, при диссоциации которых одновременно, в зависимости от условий, могут образовываться и катионы водорода, и анионы – гидроксид-ионы называются амфотерными. Например,
H2O H+ + OH-, Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH-, Zn(OH)2 2H+ + ZnO22- или Zn(OH)2 + 2H2O [Zn(OH)4]2- + 2H+.
Степень диссоциации. Одним из важнейших понятий теории электролитической диссоциации Аррениуса является понятие о степени диссоциации.
Степенью диссоциации а называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n'), к общему числу растворенных молекул (п):
Из этого выражения очевидно, что а может изменяться от 0 (диссоциации нет) до 1 (полная диссоциация). Степень диссоциации часто выражают в процентах. Степень диссоциации электролита может быть определена только экспериментальным путем, например по измерению температуры замерзания раствора, по электропроводности раствора и т. д.
Сильные и слабые электролиты. В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые.
Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами.
СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов ЗНАЧЕНИЕ СТЕПЕНИ диссоциации стремится К ЕДИНИЦЕ в разбавленных растворах. К сильным электролитам относят: 1) практически все соли; 2) сильные кислоты, например: H2SO4 (серная к-та), HCl (соляная к-та), HNO3 (азотная к-та); 3) все щёлочи, например: NaOH (гидроксид натрия), KOH (гидроксид калия). СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы. У таких электролитов ЗНАЧЕНИЕ СТЕПЕНИ диссоциации стремится К НУЛЮ. К слабым электролитам относят: 1) слабые кислоты - H2S (сероводородная к-та), H2CO3 (угольная к-та), HNO2; 2) водный раствор аммиака NH3 * H2O
Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор).
Константа диссоциации. Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит.
Поскольку диссоциация является обратимым равновесным процессом, то к этой реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как
где К — константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита.