- •1)Химическая стехиометрия. Постоянная Авогадро. Количество вещества. Моль. Эквивалент вещества. Эквивалентная масса. Закон эквивалентов. Расчёт эквивалентных масс кислот и оснований.
- •2)Расчет эквивалентов и эквивалентных масс различных классов неорганических соединений
- •3)Химическая термодинамика. Термодинамическая система. Типы термодинамических систем. Параметры, уравнения и функции состояния. Изобарные, изохорные, изотермические процессы.
- •4) Первое начало термодинамики. Расчет теплового эффекта для изобарного процесса. Энтальпия. Стандартная энтальпия.
- •5)Термохимия(тх). Термохимические уравнения(ту). Закон Лавуазье-Лапласа. Закон Гесса. Теплота сгорания топлива(тст).
- •7)Энтропия. Второе и третье начала тд. Зависимость энтропии от температуры. Оценка изменения энтропии в ходе реакций, протекающих с участием газообразных веществ.
- •8)Энергия Гиббса как критерий самопроизвольности протекания х.Р. Оценка влияния энтропийного и энергетического факторов на энергию Гиббса при высоких и низких температурах.
- •10)Зависимость скорости реакции от концентрации и парциального давления реагирующих веществ. Здм для простых и сложных реакций. Константа схр.
- •11)Зависимость V реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа
- •12)Теория переходного состояния. Понятие о переходном состоянии. Координата реакции. Энергетические диаграммы для эндотермических и экзотермических реакций.
- •14)Химическое равновесие. Изменение концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции с течением времени в обратимых реакциях.
- •15)Константа равновесия реакции и факторы, её определяющие Константа реакции, идущей с участием газообразных веществ. Связь константы равновесия с изменением энергии Гиббса х.Р.
- •16)Смещение химического равновесия(хр). Правило Ле-Шателье. Влияние температуры, давления и концентрации на хр.
- •17)Растворы. Растворитель и растворённое в-во. Различные способы выражения состава раствора. Молярная, эквивалентная и моляльная с. Массовая и молярная доля.
- •18)Растворимость веществ. Насыщенные растворы. Произведение растворимости(пр). Условие образования осадка малорастворимого соединения.
- •21) Электролитическая диссоциация. Равновесия в растворах электролитов. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
- •22)Константа диссоциации. Факторы её определяющий. Закон разбавления Оствальда.
- •24) Гидролиз солей. Классификация солей по их отношению к гидролизу.
- •25) Сущность процесса гидролиза солей разного типа.
- •23) Фазовая диаграмма воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Способы измерения и расчета рН и рОн.
- •27)Электролитическая диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости.
- •28)Окислительно-восстановительные реакции. Электроотрицательность, степень окисления. Важнейшие окислители и восстановители.
- •29)Типы овр. Метод электронного баланса.
- •30)Электрохимия. Строение гальванического элемента Даниеля, катодные и анодные реакции, функция солевого мостика.
- •31)Стандартный электродный потенциал(сэп). Электрохимический ряд напряжений металлов.
- •32)Уравнение Нернста. Вывод уравнения Нернста для металлического и водородного электродов.
- •33) Основные типы гальванических элементов, применяемых в технике. Аккумуляторы. Топливные элементы.
- •34)Коррозия металлов. Классификация процессов коррозии по характеру поражения поверхности и по механизму.
- •35) Электрохимическая коррозия. Водородная и кислородная деполяризация,
- •37)Электролиз. Электролиз расплавов солей.
- •38)Особенность электролиза водных р-в. Участие воды в реакциях окисления и восстановления.
- •38)Последовательность катодных процессов при электролизе водных растворов неорганических соединений.
- •39) Последовательность разрядки ионов на электродах при электролизе. Электролиз с использованием различных видов электродов.
- •40)Законы электролиза(Фарадея). Выход по току. Применение электролиза.
- •41) Строение атома. Квантово-механическое описание атома. Понятие о волновой функции.
- •42) Строение многоэлектронных атомов. Принцип минимума энергии. Принцип Паули. Правило Хунда.
- •43)Атомные орбитали(ао). Квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное, спиновое. Интерпретация квантовых чисел.
- •44)Периодические свойства. Потенциал ионизации. Сродство к е. Радиус атома
- •45)Химическая связь. Ковалентная (обменная и донорно-акцепторная), ионная и металлическая связь.
- •46)Метод молекулярных орбиталей(мо). Строение молекулы н с позиции теории (мо).
- •47)Основы зонной теории. Проводники, полупроводники и диэлектрики с позиции зонной теории. Понятие о примесной проводимости проводников.
- •48)Химия металлов. Свойства металлов. Классификация металлов и их распространенность в природе.
- •49… Металлургия. Типы восстановления металлов из руд.
- •50… Алюминий» титан. Свойства и применение
37)Электролиз. Электролиз расплавов солей.
Электролиз-процессы, протекающие в растворах или расплавах или в растворах электролитов под действованием постоянного эл. тока от внешнего источника. При плавлении электролитов они распадаются на ионы. Рассмотрим электродные реакции на примере электролиза расплава NaCl. При плавлении диссоциирует: NaCl→Na++Cl-. Если погрузить в расплавленную соль 2 нерастворимых электрода и подключить их к полюсам внешнего источника тока, то в электролите начнётся направленное движение ионов и на электродах будут протекать реакции: а) восстановление ионов Na+ до металлического Nа(К) на «-« электроде, т.е. электроде, на который поступают е от внешнего источника тока: Na++е→ Nа; б) окисление ионов Cl- до газообразного хлора(А) на «+» электроде, с которого е идут во внешнюю цепь: Cl-.-е→1/2Cl2. Суммарная реакция: NaCl→Na+1/2Cl2.
38)Особенность электролиза водных р-в. Участие воды в реакциях окисления и восстановления.
При электролизе водных р-в в электрохимических реакциях могут принимать участие молекулы воды. а) у Н2 недостаточно е, может не присоединять – восстановление: 2Н2О+2е=Н2+2ОН-, б) у О2 избыток е, может не присоединять-окисляться: 2Н2О-4е= О2+4Н+.
38)Последовательность катодных процессов при электролизе водных растворов неорганических соединений.
На катоде происходит восстановление активного окислителя, т.е. протекает реакция с наибольшим потенциалом. Для выбора реакции необходимо использовать ЭХ ряд напряжений металлов. Все металлы можно разделить на три группы. От Li до Al при электролизе водных р-в на катоде никогда не выделяется сам металл, а происходит восстановление воды с выделением Н2: 2 Н20+2е= Н2+2ОН-. От Zn до Pb металлы, как правило, восстанавливаются на К в чистом виде, однако при этом протекает побочная реакция выделения Н2. От Н2 до Ag металлы легко выделяются на К в чистом виде при электролизе их водных р-в.
39) Последовательность разрядки ионов на электродах при электролизе. Электролиз с использованием различных видов электродов.
Процессы: На аноде:
1. в первую очередь окисляются простые анионы в порядке возрастания их потенциалов, не превышающих 1,5В,2. при электролизе водных растворов содержащих кислотосодержащие анионы на аноде окисляется вода по реакции 2H2O=O2+4H++4e-
На катоде:
1. в первую очередь окисляются катионы Ме, имеющие стандартный электродный потенциал > чем у водорода
2. катионы Ме с малым станд. потенциалом от Li до Al не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды 2Н++2е-=Н2↑
3. катионы Ме, имеющие ст.эл.пот. < чем у водорода и > чем у Al восст-ся вместе с водой.
На аноде в первую очередь окисляются ионы с наименьшим электродным потенциалом, а на катоде — с наибольшим.
Применяются различные типы катодов: неподвижные цельнометаллические, подвижные цельнометаллические(лента), неподвижные пористые неметаллические, насыпные металлические и т.д. Аноды же могут быть расходуемые(вступающие в химическую реакцию), растворимые твердые, растворимые жидкие, нерастворимые твердые и пористые, нерастворимые.