- •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.
2.Возникновение электродных потенциалов. Стандартный потенциал. Уравнение нернста.
Электрохим ряд металлов:
Электродным потенциалом - скачек потенциала на грани раздела Ме и р.- ра.При добавлении соли одноименного Ме, равновесие сместится влево, а (-) заряд Ме понизится для:Наиболее активн. Ме (Li - Al) незначительно Ме средней активн. (Мn - Pb) существенно. Благородных Ме (Cu - Au) так сильно что произойдет смена зарядов. Ур.- е Нернста φ=φ0+RT*lnCMn+/nF, где φ-электродный потенциал,φ0 – стандартный Э.П., F- число Фарадея.Стандартный Э.П.- это потенциал Ме в одномолярном р.- ре своей соли, измеренный в стандартных условиях по отношению к нормальному водородному электроду.
Электрохим ряд металлов – последовательное расположение электродов в порядке возрастания
Их стандэлектр потенциала .
3. Гетерогенный катализ.
Кат-рыPt,Ni,Fe,Pd . 3H2+N2=2NH3; ½ O2+SO2=SO3; кат-р: Pt, V2O5 ;CH2=CH2+H2CH3-CH3 катал Ni. Причины гетерогенного катализа.1.все катализаторы исп-ся в тонко-извлечённом сост-ии. Pt-чернь, Pd-чернь.Ni-ренея скелетный .в таком состоянии твёрдые катализаторы поглащают огромное кол-во газов. 1 VPt20-50 VH2 ;
1VPd700VH2; 1VTi1500 VH2 Таким обазом на поверхности и в V катализатора многократно возрастает концентрация к-либо из реагирующих в-в, что приводит к ускорению р-и. 2.Твёрдый катализатор передаёт сорбированным молекулам необходимую энергию активации. Весь сорбированный водород нах-ся на поверхности и в объёме платины или палладия в атомарном вся измерительная электро-химия. Твёрдый катализатор жёстко закрепляя на своей поверхности на одну из реагирующих молекул существенно повышают вероятность благоприятных соударений. Активированные комплексы образуются непосредственно на поверхости катализатора. Катализ осуществляется только на выступах, неровностях, шороховатостях,где поверхностная инергия наибольшая. Отдельные каталитические центры не обеспечивают катализа протекают на группах центрах, имеющих более или менее правильную геометрическую форму(каталитические ансамбли).
Билет 6
1.Химист электрической энергии, электродвиж сила, концентр элементов :
ХИТ-источник ЭДС, в котор энергия протекающих в нем хим. Р. Превращается в электр.
Делится на : гальванический элемент, электр аккумулятор, топл элементы.
ЭДС- ф. величина, характеризующая работу сторонних сил в ист постоянного или переменного тока
Концентр элементы – цепи, один из видов гальв элементов (1с переносом ионов 2 без переноса)
Получают погруж 2х один электродов в раствор одного и того же электролита разн концентр
??
2. .Законы разбавл. Растворов:
Закон Дальтона,Вант-Гоффа.
Общее давление равное сумме первоначальных, если компоненты не взаимодействуют.
p=p1+p2+p3 p1,p2,p3 – парциальное давление
1й закон Рауля (о давлении пара над р-ром нелетучего вещ-ва).
p=p1N1+p2N2p1=0 – по условию p1N1 – вещество p2N2 – растворитель
p2=p2N2=p2(1-N1)=p2 - p2N1 Δp=p2N1
2й закон Рауля (о t кипения и замерзании р-ров)
Р-ры закипают при более высокой t и замерзают при более низкой по сравнению с растворителем.
З-он Я.Х.Вант-Гоффа(для осмотического давления) определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества.
Осмос: односторонняя диффузия компонентов р-ра в объём р-ра через полупроницаемую мембрану. pV=nRT(ур.клапперона)