- •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.
33.)Стандартный (водородный) электрод.Определение стандартного электродного потенциала металла.
Водородный электрод - это электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используют платину или палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода. Потенциал пластины зависит от концентрации ионов Н+ в растворе. Электрод является эталоном, относительно которого ведется отсчет электродного потенциала определяемой химической реакции. При давлении водорода 1 атм., концентрации протонов в растворе 1 моль/л и температуре 298 К потенциал ВЭ принимают равным 0 В. Стандартный электродный потенциал, обозначаемый Eo, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей).
34.)Ряд напряжений металлов и выводы из него.
Ряд напряжений образуют металлы по мере увеличения их электродного потенциала.Стандартными называются потенциалы металлов,возникающие на границе между ними и растворами их солей,в которых активность ионов металла составляет 1 г-ион/л.
35.)Концентрационные гальванические элементы.Уравнение Нернста.
В этих элементах при одинаковом металле обоих электродов они находятся в растворах соли этого металла разных концентраций.Анодом является тот электрод,который находится в растворе соли меньшей концентрации.Чем больше разница концентраций соли(а соотв. Активностей ионов металла),тем больше будет ЭДС такого гальванического элемета.Зависимость электродного потенциала металла от активности eго ионов в pастворе определяется уравнением Нернста.E = E0+(RT/nF)lna
E0- Стандартный потенциал металла,R – газовая постоянная (8,315 Дж/град*моль),T – абсолютная температура,n –валентность катиона,F – число Фарадея (96460 Кулон),а – активность катиона (г-ион/литр)
36.)Электронные процессы на электродах при электролизе.Электролиз расплава соли.
В принципе процессы электролиза – обратные принципам работы соответствующих гальванических элементов.Электролизом называются окислительно-восстановительные реакции,проткающие на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор электролита или через его расплав.При этом на катоде происхожит процесс восстановления.Отличие в том,что при электролизе катодом является отрицательно заряженный электрод,а анодом– положительно.
Различают электролиз растворов и электролиз расплавов. Оба эти процесса существенно отличаются друг от друга. Отличие - в наличии растворителя. При электролизе растворов кроме ионов самого вещества в процессе участвуют ионы растворителя. При электролизе расплавов - только ионы самого вещества. Электролиз расплавов солей: 1) Все катионы металлов восстанавливаются на катоде: К(-): Zn2+ + 2e- → Zn0; Na+ + 1e- → Na0; 2) Анионы бескислородных кислот окисляются на аноде: А(+): 2Cl¯ - 2e-→Cl2; 3) Анионы кислородсодержащих кислот образуют соответствующий кислотный оксид и кислород: А(+): 2SO42ˉ - 4e- → 2SO3 + O2.