- •1.)Гомогенная и гетерогенная система.Фаза,компонент.Факторы,влияющие на скорость химической реакции.
- •2.)Средняя и мгновенная скорость химической реакции.Факторы,влияющие на скорость в гомогенной и гетерогенной системах.
- •3.)Зависимость скорости зимической реакции от концентрации реагирующих веществ в гомогенной и гетерогенной системах.Примеры.
- •4.)Зависимость скорости химической реакции от температуры.Уравнение Вант-Гоффа.
- •5.)Активные и неактивные молекулы.Энергия активации.Единицы измерения.
- •6.)Обратимые и необратимые процессы.Кинетика обратимого процесса.Привести примеры.
- •7.)Состояние химического равновесия.Константа равновесия.Привести пример.Какие факторы влияют на константу равновесия.
- •8,9)Смещение химического равновесия.Принцип Ле-Шателье.
- •10.)Энергетические эффекты химической реакции.Первый хакон термодинамики.
- •12.)Энтальпия.Стандартные условия при определении энтальпии.Каким образом рассчитывается.
- •13.Закон Гесса.Привести пример определения энтальпии химической реакции.
- •14.Понятие об энтропии.Как связано понятие энтропии с изменением объёма системы.
- •15.Движущая сила химической реакции.Энергия Гиббса.Определение температуры равновесия.
- •16.)Способы выражения концентраций растворов.
- •17.)Понятие об эквиваленте.Закон эквивалентов.Нормальная с.Определение эквивалента соли,оксида,кислоты,основания.
- •18.Теория электролитической диссоциации.
- •19.Кислоты,основания,соли.Процессы диссоциации.Основные свойства.
- •20.)Степень диссоциации.Сильные и слабые электролиты.
- •21.)Ионное произведение воды.Водородный показатель.
- •22.)Гидролиз солей.Факторы,влияющие на процессы гидролиза соли.
- •23.)Растворимость.Насыщенные и пересыщенные растворы.
- •24.)Произведение растворимости.
- •25.)Давление насыщенного пара.Закон Рауля.Определение температуры кипения и кристаллизации раствора.Эбуллиоскопические и криоскопические константы.
- •26.)Отклонение от закона Рауля для растворов электролитов.Изотонический эффект.
- •27.)Временная и постоянная жесткость воды.Единицы измерения жесткости.Устранение временной и постоянной жесткости воды.Иониты.
- •28.)Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления.Важнейшие окислители и восстановители.
- •29.)Типы окислительно-восстановительных реакций.Привести примеры.
- •30.)Механизм возникновения электродного потенциала.
- •31.)Гальванические элементы.Принцип работы.Эдс элемента.
- •32.)Гальванический элемент Якоби и Вольта.
- •33.)Стандартный (водородный) электрод.Определение стандартного электродного потенциала металла.
- •34.)Ряд напряжений металлов и выводы из него.
- •35.)Концентрационные гальванические элементы.Уравнение Нернста.
- •36.)Электронные процессы на электродах при электролизе.Электролиз расплава соли.
- •37.)Электролиз водного раствора соли.
- •38.)Законы Фарадея.Применение процессов электролиза.
- •39.)Виды коррозионных разрушений.
- •40.)Классификация коррозионных процессов.Химическая и электрохимическая коррозия.
- •42.)Методы защиты металлов от коррозии.
6.)Обратимые и необратимые процессы.Кинетика обратимого процесса.Привести примеры.
1.Реакции,которые могут одновременно протекать в двух взаимно противоположных направлениях,называютсяобратимыми. В реакции H2 + I2 2HI в начальный момент времени [HI] равна нулю,а концентрации исходных веществ равны исходным.В этих условиях реакция протекает слева направо и V=k[H2][I2] В ходе реакции исх концентрация падает и,соответственно падает скорость,Одновременно начинает возрастать [HI]и пояляется возможность обратной реакции.
7.)Состояние химического равновесия.Константа равновесия.Привести пример.Какие факторы влияют на константу равновесия.
1.Такое состояние системы,когда в ней протекают два противопроложно направленных химических процесса с одинаковой скорость,называется химическим равновесием.
H2+I2 2HI;k=[H2][I2] = k[HI]^2 => k/k = [HI]^2 / [H2][I2] = Kp – константа равновесия.
А.) 4HCL + O2 2H2O + 2CL2
Б.)Fe2O3 + 3H2 2Fe +3H2O –гетер.реакция.
2.Для необратимых процессов Кр стремится к бесконечности.
3.Факторы,влияющие на Кр: Температура,давление,концентрация.
8,9)Смещение химического равновесия.Принцип Ле-Шателье.
При всяком внешнем воздействии на систему,находящуюся в состоянии химического равновесия,в ней протекают процессы, приводящие к уменьшению этого воздействия.
При повышении температуры увеличивается выход продуктов эндотермической реакции.
N2+3H2 2NH3 - ∆H – экзотермическая реакция,протекает с уменьшением объёма. Синтез идёт тем полнее,чем ниже температура,но скорость при низких температурах крайне мала,поэтому её осуществляют при высокой т,а так как образование аммиака сопровождается уменьшением объёма,то снижение его выхода компенсируют увеличением давления в системе.
10.)Энергетические эффекты химической реакции.Первый хакон термодинамики.
1.Наука о взаимных превращениях различных форм энергии называется термодинамикой.
2.Если в процессе реакции энергия выделяется (тепловой эффект полоэителен),то реакция называется экзотермическо.2NO+O22NO2+113 кДж.Эндотермическая: 2N2+O22N2O -82 кДж.
3.Первый закон: Q + ∆U + A , A = p∆V=∆nRT (часть энергии,расходуемой на поднятие поршня), ∆n – изменение кол-ва молей газа.
При изохорном:Q=∆U
При изотермическом:Q=A
12.)Энтальпия.Стандартные условия при определении энтальпии.Каким образом рассчитывается.
1.Сумму ∆U+p∆V называют изменением энтальпии и обозначают ∆H
2.Под энтальпией образования понимают тепловой эффект рекции образования1 моль вещества из простых веществ.
3.Стандартные условия:101325 Па,25 С0 Т.е. используют стандартные энтальпии образования при нопмальных условиях.
4.) 2AL+1,5O2 => Al2O3 + ∆H1
S + O2 => SO2 + ∆H2
SO2+0,5O2 => SO3+∆H3
Al2O3 +3SO3 => Al(SO4)3 +∆H4
Теплота образования Al2(SO4)3 = Сумма ∆H