- •2. . Благоприятные соударения молекул. Энтропия активации. Константа скорости реакции.
- •3. Нормальный водородный электрод. Электроды сравнения. Измерение электродных потенциалов
- •1. .Диссоциация воды:
- •2Обратимые реакции. Химическое равновесие. Константа равновесия. Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •3 Коррозия металлов. Химическая и электрохимическая к-я.
- •1. Общие понятия о растворах. Физ и хим теория растворов. Эффекты при растворении.
- •2. Кинетика и равновесие в гетерогенных системах.
- •3. Коррозия водная, кислотная, атмосферная
- •1. Термодинамика растворения. Способы выражения концентраций растворов.
- •3. .Механизмы химических реакций. Цепные реакции.
- •1. Зависимость скорости реакции от температуры. Теория активных молекул.
- •2.Возникновение электродных потенциалов. Стандартный потенциал. Уравнение нернста.
- •1.Химист электрической энергии, электродвиж сила, концентр элементов :
- •2. .Законы разбавл. Растворов:
- •3.Условия протекания ионных реакций.
- •2.Электролитическая диссоциация. Законы разбавленных растворов электролитов.
- •3. Химическая кинетика. Факторы влияющие на скорость реакций. Закон Гульдберга-Вааге.
- •1. .Энтропия. Свободная энергия Гиббса. Направленность.
- •2. Слабые электролиты.Константа диссоциации. Закон Оствальда.
- •3. Электролиз расплавов и растворов. Законы электролиза.
- •1. Механизмы химических реакций. Молекулярные реакции. Теория активированного комплекса.
- •2. Основы термодинамики. Классификация систем. Энтальпия. Тепловые эффекты реакций.
- •3. .Сильные электролиты. Кажующаяся степень диссоциации. Понятие об активности. Ионная сила растворов.
- •1. .Овр.Осн. Окисл-ли. И восст. Сост-е реакций.
1. Термодинамика растворения. Способы выражения концентраций растворов.
Iст Разрушение крист. Решетки (дробление) (∆H>0 – эндо)
IIст.Гидротация растворенных частиц ∆Hраст-я =∆Hкр.реш+∆Hгидротации
Вещ с прочной крист решеткой растворяются с поглощ вещ, а вещ с
Непрочной или отсутст решеткой с выделением. ∆Sмногок. Растет
Т.к вещество переходит в хаотич состояние. Все может растворяться!!
Способы выражения концентраций р-ров
1 Молярная (См) 2 Нормальная(эквивалентная) 3 Моляльная 4 Массовая доля
mp*b Сн=mp*b/mэ*Vp-pa(л) mэ – эквивалентная масса Сm = mpb*1000/Mpb*mh2o Ω=mр.в/M*100%
Cм= ____________ mэ основная = М/число гидроксо групп
M*Vp-pa(л) mэ кислоты =М/число «Н+»
mэ соли = М/число хуйни какой-то*валентность
2.Почвенная: это сочетание различных типов коррозий с преобладанием коррозий «при неравномерной аэрации» Неравномерная аэрация создаёт знакопеременные потенциалы на поверхности конструкции.
Контактная: (биметалл) – это вид корркотор вызвана контактом металлов
Имеющих разные стационарные потенциалы в данном электролите
А) Fe/Zn Б) Fe/Sn (лужоное) A(-) Fe/ H2CO3 /Sn(+)K
A(-) Zn/ H2CO3/ Fe(+)K Анодное покрытие – надежное. A(-) Fe - 2e = Fe2+
A(-) Zn – 2e = Zn2+ K(+) 2H+ + 2e = H2
K(+) 2H++ 2e = H2
3. .Механизмы химических реакций. Цепные реакции.
Под механизмом хим р-ции подразумевают ключевую стадию (элементарный акт),
Обеспечивающую реакцию в целом.
Типа реакции по механизмам: -молекулярные -ионные -радикальные -цепные
Цепные реакции: все газофазные реакции с участием О2,F2,Cl2. Многие реакции полимеризации.
I Зарождение цепи: (обр-е первичных радикалов) II Продолжение цепи III Реакции обрыва цепи
Под действием hV(кривая V) Сl2 -> 2Cl Cl. +H2 ->HCl +H. Сl. +Cl. ->Cl2
H. + Cl2 ->HCl + Cl. H. +H. -> H2
H. +Cl. ->HCl
Радикалы облад настолько большой энергией, что ни одна р-ция к устройч продуктам.
Все реакц с учсвоб радикалов протекают в присутствии третих частиц ,уносящ избыток в-в.
Билет 5
1. Зависимость скорости реакции от температуры. Теория активных молекул.
Зависимость скорости реакции от to:
Правило Вант-Гоффа: повышение температуры ускоряет большинство хим. реакций
V2=V1* γ(T2-T1)/10 Соударений чрезвычайно много, а скорость по сравнению с ними чрезвычайно мала.
Теория активных молекул: (Больцан, Аррениус)
Реакция происходит при соударении не любых молекул, а только активных, обладающих определенным избытком энергии по сравнению со средней энергией (т.н «энергия активации»). Активных молекул чрезвычайно мало. При повышении t, Nакт. Растет по правилу Вант-Гоффа.