- •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.
19.Кислоты,основания,соли.Процессы диссоциации.Основные свойства.
1.Основания – это сложные вещества, состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп.В водных растворах диссоциируют на ионы металла и гидроксильные группы.
2.Кислоты – вещества,молекулы которых в водных растворх диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотного остатка.
3.Соли(средние,кислые,основные)
Ср.соли – подукты полного замещения ионов водорода в молекулах кислоты на ионы металла. Или полного замещения ОН групп в молекулах основанийнаанионы кислоты.Cu(NO3)2,Al2(SO4)3
Кислые соли – образуются в рез.неполного замещения ионов водорода в молекуле ксслоты на катион металла.H3AsO4+KOH=> KH2ASO4+H2O
Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксильных групп в молекуле основания на кислотные остатки.
Fe(OH)3+HCL=>Fe(OH)2CL+H2O
1)взаимодействие с основными оксидами с образованием соли и воды; 2)взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды; 3)взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации); 4)взаимодействие с нерастворимыми основаниями с образованием соли и воды. Основные свойства солей: 1) соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции; 2)соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов; 3)соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции (образуется газ, осадок или вода); в том числе эти реакции могут проходить с изменением степеней окисления. Основные свойства оснований: 1)Действие на некоторые кислотно-основные индикаторы; 2)при взаимодействии с кислотой образуется соль и вода; 3)слабые и нерастворимые основания при нагреве разлагаются.
20.)Степень диссоциации.Сильные и слабые электролиты.
1.Степень дис. Представляет собой отношение числа продиссоциированных молекул электролита к общему числу молекул данного электролита в растворе.
2.Сильные элкетролиты диссоциируют практически нацело,для них с.д. стремиться к 1
3.Слабые электролиты диссоциируют в незначительной степени. CH3COOH =>H+CH3COO
Степень диссоциации зависит от концентрации раствора.Она тем выше,чем больше разбавлен раствор.
21.)Ионное произведение воды.Водородный показатель.
Произведение С ионов водорода и гидроксила получило название ионного произведения воды
Кh20=[H][OH] = 10 ^ -14. Концентрация выражается в г-ион/литр,где г-ион – это кол-во граммов иона,численно равное ионному весу.
pH=-lg[H],pOH = -lg[OH]. pH > 7 – среда щелочная.
22.)Гидролиз солей.Факторы,влияющие на процессы гидролиза соли.
Гидролиз – это взаимодействие ионов солей с водой, приводящие к появлению кислой или щелочной среды, но не сопровождающиеся образованием осадка или газа.
Факторы, влияющие на процессы гидролиза соли: 1)концентрация соли. Поскольку гидролиз — процесс обратимый, то добавление воды в раствор будет способствовать смещению этой равновесной реакции вправо, т. е. разбавление соли усиливает ее гидролиз; 2)температура. Все реакции нейтрализации идут с выделением теплоты. Следовательно, гидролиз — процесс эндотермический; 3)влияние кислот и оснований. Процессы гидролиза солей сопровождаются выделением ионов Н+ или ОН–. Поэтому добавление кислоты к раствору соли, гидролиз которой проходит по катиону, т. е. с образованием ионов Н+, смещает равновесие обратимого процесса влево, процесс гидролиза подавляется.