химия эк

1.Атомы х.э.сост.из ядра и электр. И движутся в поле ядра.Ядро состоит из протонов и нейтроноа.Чсл.прот.=числ.эл.=№элементОрбиталь-область пространства в котором наиболее вероятно нахождение электрон.ЭЛ.Облако-образуют различные положения ядра.

2.Для характеристики состояния электронов в атоме используют 4 квантовых числа:n- главное квантовое число. Характеризует запас энергии электрона и размер орбитали. Электроны с одинаковым значением n образуют энергетические уровни или электронные слои. Число n принимает значения целых чисел от 1 до ∞ (от 1 до 7). l- орбитальное квантовое число. Характеризует форму орбиталей и энергетическое состояние электрона на подуровне. Различная форма орбиталей обусловлена различной энергией электронов в пределах одного уровня).Число возможных значений l равно n.так же l обозначается буквами:spdf m= магнитное квантовое число. Характеризует пространственную ориентацию орбиталей и принимает значения от –L до +L, включая 0. ms- спиновое квантовое число. Характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси, называемое спином. Вращение электрона может происходить в двух взаимно противоположных направленных и принимать значения: +½ и –½

3.Запись распределения e-ов в атоме по уровням, подуровням и орбиталям называется электронной кофигурацией атома.Принцип минимума энергии- электрон в основном состоянии заполняет орбитали в порядке повышения уровня энергии орбитали.Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырёх квантовых чисел.

4.Правило Хунда: Суммарный спин электронов на подуровне должен быть максимален, т.е. электроны на подуровне стремятся занять максимальное число свободных квантовых состояний.Число не спаренных электронов или свободных квантовых состояний определяется валентностью атома. В пределах электронного уровня электроны могут исходить с подуровня на подуровень.Пр-ло КлечковскогоВ.М.Последовательное заполнение орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+L) к орбиталям с большим значением этой суммы. При одинаковых значениях суммы орбитали заполняются в порядке увеличения числа n.

5.Период.система отражает элементарное строение атома элемента в виде горизонт.и вертик.рядов- периодов и групп. Период- ряд элементов в пределах которых свойства изменяются последовательно и происходит заполнение одинакового числа эн.уровней.№ периода соответствует числу заполняемых уровней. В периоде слева на право метал.св-ва элемент.ослабевают, а неметаллич.усиливаются. Группы делятся на гл. и поб.подгруппы. Подгруппы включают в себя элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего энерг. уровня. К гл.подгр.относят элементы 2 периода. В гл.подгруппу входят s, p, в побочную d, f. В гл. подгр. сверху вниз метал.св-ва усиливается, не метал. ослабевают.

6.Эн.ионизации-энерг.необход.для удаления 1ого эл.от атома элем. В рез-те атомы превр. П +ионы.(характеризует восстановит.энерг.элемента)в периудах и гр.-убываетЭродство к электр.-это Е которая выдел.при присоедин. 1эл.к другому.(характеризует окисл.способность к элементу в периуде-уменш.,в гл.подгр-уменш)

7.Электр.отриц- способность атомов в соедин.притягивать к себе электр.атомы не имеют строгих границ.поэтому не возможно точно его определить.за рад.можно условно принятьтеор.расчитание знач.расстояния от ядра до наиб.удал. от него максимума элект.плотности.в пер.рад.кменш. в гр.рад.квел.т.к.увел.число эн.ур.

8.Ков.связь осуществляется за счет образ. Общ.электр.пар. В образ. Хим.связи участвуют или неспаренные электр.2атомов с противоположно направленными спинами или электр. пара одного атома и свободная орбиталь другого

Связь образуется при перекрывании электронных облаков взаимодействующих атомов, в рез-те обобществления электронных плотностей. При образовании пары энергия системы уменьшается.

Связь тем прочнее, чем больше перекрываются электронные облака. В области перекрытия электронных плотностей, связь максимальна.

9.Обм. и д – акцепт. механизм образ.ковалентной связи. Способ образования ковал связи, когда каждый из взаимод атомов отдает по одному эл-ну для образования общей эл-нной пары называется обменным. Во многих случаях ков св образуются и за счет спаренных эл-нов, имеющихся на внешнем энергетич уровне атома.

10.Характеристики хим.связ.определ.типом прекрыванием атомных орбиталей.В зависимости от типа перекрывания атомных орбиталей различают- Связь, обр-ая перекрыванием на линии соединения ядра взаимодействия атомов называют сигмой (σ).Связь, обр-ая перекрыванием орбитали по обе стороны линии соед-я ядра атомов называют (π) связь.Связь, об-ая перекрыв-ем d орбитали всеми 4мя лепестками наз-ся (δ) связью.

11.Ионная связь представл.собой электростатическое взаимодействие – и +заряж.ионов в хим.соединении. она возникает в случае большой разности эл.отрицат.атомов. и.с.проявл.в тв.в-вах с ионной крист.реш.

12.Осуществ-ся между + поляризованным атомом Н хим-и связанным в 1 молекуле и -ым поляризованным атомом F, O реже N, S, Cl принадл-ей другой или той же молекуле.Вод. Св.в 15-20 раз слабее ковал.связи. Возможность образ-я вод.св. явл. результатом особых св-в атомов водорода:1.водород обладает малыми размерами.2.отсутствуют внутренние электр. Уровни.3.наличие единого электрона.если в.с.обр.между разными мол.наз-ся-межмолекулярной.Если обр-ся между 2функц.гр.1малек.-наз-ся внутримолекулярная.благодаря наличию в.с.молекулы объедин. В димеры и ассоциаты.

13.энерг эф. Хим.реакц. Внутр. энер. сист. и энтальпия.Химич. термодинамика изучает энергетич.эффект, сопровожд. хим. процессы, направления и возможность их самовоспроизв. протекать. Хим.системой наз-ют совокупность наход-ся в хим.взаимодействии в-в мысленно или фактически обособленна от окр.среды. Хим система характеризуется:t, давление объем масса концентрация, различают гомог.и гетерог.сист.Гомог. состоят из одной фазы, гетерог- из2и более фаз. Фаза-часть системы , однородна во всех ее точках по хим состоянию и св-вам. Сущность хим реакции сводиться к разрыву связи в исход вещести образ связи продол реакции. Образование связи протекает с выделением энергии, разрыв с поглащением=>хим реакция протекает с выдел.или погл.теплоты. Выдел или погл теплоты указывает на изменение внутреней энергии системы.Внутр.энеогия системы-это общии запас энергии системы включая энергию всех форм движения за исключением потенц и кинетич энергии.Внутр энергия зависит от сост системы. Ее нельзя измерить, но можно измерить ее изменение согл первому закону термодинамики-теплотаподвед к системе расход на изменение внутр энергии и на работу систем над окруж средой. Характеристическая функция U+pV=H НАЗЫВАЕТСЯ энтальпией системы. Это одна из термодинамических функции, характеризующих систему, наход при постоянном давлении. Q=H2-H1=дельта H в случае изобарического процесса ,теплота,подведен к системе, равна изменению энтальпии системы. Энтальпия зависит от кол-ва вещества, поэтому ее изменение(дельта Н), обычно относят к 1 моль и выражают в кДж\моль.

14.тепл. эффект хим. реакции. Закон Гесса, следствия. Тепл. эффект хим. реакции- это изменение энергии сист.при протекании в ней хим.реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы, кроме работы расширения. При постоянном давлении тепл.эффект реакции равен изменению энтальпии системы дельта Н. реакция протекает с выделением теплоты, тоесть с понижением энтальпии(дельта Н<0) называется эндотермическая. Реакция протек с поглащением теплоты, т.е с повышением энтальпии( дельтаН>0)назыв эндотермические. Уровнения процессов в кот указаны огрегатные сост веществ и тепловой эффект реакц наз термохимичесое. Тепловой эффект реакц образ 1 моль веществ из прост вещества назыв стандартной энтальпией в-ва. Закон Гесса:теплов эффект хим реакции протек при пост давлении или объеме не зависит от числа промежут стадии, и определяется лишь начальным и конечным сост системы. Согласно след из закона гесса-теплов эффект реакции может быть расчитан по след формуле

15.Молекулы или атомы стремятся к хаотическому движению, а системы к переходу от более упорядоченного состояния к менее упорядоченному.Энтропия вещества в стандартном состоянии называется стандартной энтропией вещества. В кристаллическом состоянии, когда частицы вещества расположены упорядочено, энтропия минимальна. При переходе от кристаллического к жидкому или газообразному состоянию энтропия увеличивается. Увеличение числа атомов в молекуле и усложнение молекулы приводит к увеличению энтропии.Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ с учетом коэфицентов.

16.энергия Гиббса. в хим. процессах проявляются две тенденции:1.стремление к образ-ию прочных связей между частицами характериз-ся энтальпийным фактором ∆Н.2.стремление к разъединению частиц,беспорядку.хар-ся энтропийным фактором Т*∆S.если G<0реакция в прямом напр.,может протекать самопроизв..G>0не может протек.самопроизв, самопроизв.протекает обратная реакция.G=0прямая и обр.реакц могут протекать.

17.гомог.и гетерогсистемы. Скорость хим реакции . факторы, влияющие на скорость хим.реакцииГомогенной реак называется реак, протек в однородной среде, в одной фазе. Гетерог реакц протек на границе раздела фаз, например твердой и жидкой. Скорость хим реакции =равна изменению колва вещества в единицу времени в единице реакционного пространства. В зависим от типа хим.реак (гомог или гетерог) меняется характер реакционного пространства. На скорость реакции многие факторы: концентрация реагентов, температ, катализ, внешвозде, например излуч.

18.зависскорости реакотконцентрреагентов. Закондеистмасс.Чтобы произошла реак, необход столкнов. реагир частиц. При одной и той же темпер число столкновении растет с увелич числа реагир частиц в единице объема, т.е с возрастанием концентрации реагентов. Соответственно скорость реакции повышается с увелич концентр реагир веществ. Скорость реакц от концентр опред законом деиствиядеиств масс: при пост темпер скорость химреакпрямопроппроизвед концентр реагирвещест , взятых в степенях равных стехиометрическим коэф в уровреакц.

19.Зависим.скоростихим.реак.оттемпер.Пр-о Вант-Гоффа.По правилу,приувеличении температурына10градусов, скорость химической реакции возрастаетв2-4 разаТемпературныйкоэффициент – число показывающее во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры на 10⁰С . При увеличении температуры, резко возрастает число активных молекул, которые обладают

избыточной энергией скорость реак.увелич.

20.Влиян.давл.на скор.хим.реакц.В системе, где одно или несколько веществ явл газами скорость реак зависит от давления.С увел.давления в несколько раз во столько же раз уменьшается Vзанимаемой системы и во столько же раз увел.концентр.каждого из газообр.в-в.

21. ЭНЕРГИЯ АКТИВАЦИИ в элементарных р-циях, миним. энергия реагентов (атомов, молекул и др. частиц), достаточная для того, чтобы они вступили в хим. р-цию, т. е. для преодоления барьера на пов-сти потенциальной энергии, отделяющего реагенты от продуктов р-ции. Потенциальный барьер - максимум потенциальной энергии, через к-рый должна пройти система в ходе элементарного акта хим. превращения. Высота потенциального барьера для любого пути, проходящего через переходное состояние, равна потенциальной энергии в переходном состоянии. Если в сложной р-ции, состоящей из последовательных и параллельных элементарных р-ций, имеется лимитирующая элементарная р-ция (р-ция с макс. характерным временем), то ее энергия активации является и энергией активации сложной р-ции. В макроскопич. хим. кинетике энергия активации- энергетич. параметр Е_а, входящий в Аррениуса уравнение: где к - константа скорости; А - предэкспоненциальный множитель (постоянная или слабо зависящая от т-ры величина); k - константа Больцмана; Т - абс. т-ра. График зависимости lnk от 1/kT (аррениусов график) - прямая линия. Наблюдаемая энергия активации вычисляется из тангенса угла наклона этой прямой. В общем случае сложных р-ций параметр Е_а в ур-нии Аррениуса является ф-цией энергии активации отдельных стадий, и определяемая энергия активации наз. эффективной (эмпирической, кажущейся).  Любойпроцесс, сопровождающийсяк.-л. изменением энергии, является экзотермическим в одном направлении и эндотермическим в другом. Энергии активации экзотермич. и эндотермич. направлений р-ции, обозначаемые соотв. и, связаны соотношением:  где Q - .теплота р-ции при Т= 0. Качественная одномерная геом. иллюстрация связи энергии активации с высотой потенциального барьера и теплотой р-ции представлена на рис., где q -координата реакции (см. также Активированного комплекса теория); Е₁ и Е₂ - уровни энергии соотв. основного состояния реагентов и продуктов р-ции.

22.Значениеконстант равновесия зависит от констант реаг-их веществ и температуры, но не зависит от концентрации реагентов. Она показывает во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной, если концентрация каждого из реаг-их в-в равна 1 моль на литр. Для необратимых реакций константа равновесия стремиться к бескон..Кр ≈ 0 => прямая реакция не протекает.В случае гомогенной системы в выражение константы равновесия входят концентрации всех веществ. В случае гетерогенных реакций в выр-е константы равновесия входят концентрации только газообразных веществ.

Необрат. реакции протекают в одном направлении и идут до конца, до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Реакции, которые могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении и не идут до конца называются обратимыми. Состояние системы, когда в ней протекают 2 противоположных процесса с одинаковой скоростью называется состоянием хим. равновесия. Кол-ой хар-ой хим. равновесия служит константа хим. Равновесия. Отношением констант скоростей прямой и обратной реакцией называется константой хим. равновесия, которая равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произв-ю равновесных концентраций исходных в-в, взятых в степенях равных стереометрическим коэффициентам.

23.Хим. равновесие любой системы устанавливается при опред. Знач-ях концентрации реагирующих в-в, t и p (для газов).Изменение любого из этих параметров приводит к нарушению хим.равновесия.Изменение состава равновесия в растворе изменение условия – смещение равновесия определённым принципом Ле Шателье :Если на систему, находящуюся в равновесии оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в том направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.1.Изменение концентрации. При ↑С какого – либо из веществ, равновесие сместится в сторону расхода этого вещества,т.е.↓его концентрации. При ↓ С какоголибо вещества, равновесие смещается в сторону образования этого вещества, т.е. ↑ его концентрации. 2. Изменение давления. Р влияет на равновесие если в системе имеется хотя - бы 1 газообразное вещество. При ↑ р равновесии смещается в сторону ↓ числа моль газов. 3.Изменение температуры. При ↑t равновесие смещается в сторону эндотерм. реакций, при ↓t – в сторону экзотерм.реакций.

24.влияние катализаторв на скор химреак.Гамог. и гетерог. Католиз.Наиболее мощным ср-ом ускор.хим.реак явл. применение катализат. Веществ, которое ускорхимич реакцию, но не испытыв.хим.превращ.в результ их. Явление изменение скорости под возд.католиз.назыв.католизом . кроме способ ускор.реак многие кат.облад.силективностью под влиянием католизреакц протек избирательно, т.е.с увелич.выхода определ продуктов.Катол актив, т.е способ ускор.реакц.многих католизаторов , возрост при бодавл небольшого кол-ва неквещест, называемых промоторами. Без них католиз не активен. В то же время имеются в-ва, кот ухудшают каталит актив, их назывкаталит ядами. Различают гомогенные и гетерогенные катализаторы. Катализ, котор.наход в системе в том же огригат.сост что и реагенты, назыв гомогенными. Если кат и реагенты наход в разных фазах и имеют поверх раздела, то кат называется гетерог.

25.Раствор – гомогенная система состоящая из 2 или более компонентов, относительное количество которых может изменяться в широких пределах.Раствор состоит из раств-ых в-в и растворителя. Ратворит-ем считают тот компонент, который при данных усл-ях нах-ся в том же агрегат. состоянии, что и образовавшийся раствор.Св-ва растворов зависят от их концентрации. Отношение кол-ва или m_в-ва, содержащихся в системе к объему или массе этой системы – концентрация.1. Массовая доля (ω) – отношение массы растворённого в-ва к массе р-ра.2.Молярная концентрация – отношение количества растворённого в-ва к V раствора.3. Молярная концентрация эквивалентов – отношение кол-ва эквивалентов растворённого в-ва в растворе к V раствора. 4. Титр раствора (Т) масса растворённого в-ва в граммах содержащееся в 1 мл раствора [Т]= г/мл5.Моляльность – отнош-е кол-ва раств-ого в-ва к массе растворителя выраженного в кг.

36.Гидролизом солей наз-ют реакции обмена между водой и растворёнными в ней солями. При этом катион или анион соли связывают ион OH^- или H⁺ воды с образованием слабого электролита. В растворе появляется избыточное кол-во ионов H⁺ или OH^-, сообщающее раствору кислотные или щелочные св-ва. 1) Гидролиз солей обр-ых сильной кт-ой и сильным осн-ем. KCl + HOH → KOH + HCl среда нейтральная PH=7. 2) Гидролиз солей обр-ых сильным осн-ем и слабой кт-ой. 3) Гидролиз солей образованных сильной кт-ой и слабым осн-ем.( протекает ступенчато, при этом образуется основные соли)

26.Не э-литы-в-ва не распадающиеся в р-рах на ионы,а потому не проводящие эл.ток.Общими явл.св-ва,которые зависят от концентрации и не зависят от природы раств-ых в-в.(характерны для идиальных раст-ов). св-ва:понижение давления насыщ.пара раств-ля над раствором.,увел.t кип., пониж.tзамерз., осмот.давоение.Рауль открыл закон,согласно которому пониж.давлен.насыщ.пара растворит.над раствором пропорционально малярной доле растворенного не летучего в-ва. из закона возник.2 следствия:1.tкип. р-ра больше t кип.раств-ля.2.tзам.р-ра ниже tзам.чистого раст-ля.(т.к.давление пара раст-ля<давления р-ра).

27.температуры кипения и замерз раствор неэлектролитовТемп кип.Из закона Рауля вытек 2 след. Согласно 1 след темпер кипения растворов выше темп кипения раст-ля. Это обусловленно тем что давление насыщ пара раст-а над раст-лем станов= атмосферн давлен при более выс темпер, чем в случае чистого раст-ля. Повыш темп кип прямопропорцмаляльной оси р-ра дельта Т кип= Ткип(р-ра)-Ткип(р-ля); дельта Т кип= Кэ*СтКэ – эбулиоскопическая постоянная р-ра;Ст- маляльность р-ра;Ст= м(x)/M(x)*m р-ля; Т кип= Кэ* м(x)/ M(x)*m р-ля . темп замерз. Согл 2 след из закона рауля темп замерз р-ра ниже темп замерз чистого рас-ля. Это обусловл более низким давлением пара раст над раствором, пониж темп замерз прямопромаляльности раствора дельта Т= Кк*Ст; Кк- приаскопическая постоянная рас-ля; Ст- маляльность р-ра; дельта Т замер= Кк*м(x)/M(x)*m р-ля

28.Осм.давл.частицы р-ого в-ва и р-ля нах-ся в беспорядоченном тепловом движении и равномерно равспред.по всему V р-ра.Диффузия-процесс самопроизвольного перемещения в-ва приводящий к выравниванию концентрации.Осмос-процесс перехода р-ля через перегородку,разделяющ.2р-ра или р-р и р-ль. P(осм)увел. с увел.концентр. в-ва и увел.t.Вант-Гофф предположил,для осмот.давл.можно использовать ур-е в сост-и идеал.газа.VP(осм)=nRT,P(осм)=n/V*RT

29.Растворы э-литов не подчиняются законам В-Гоффа и Рауля.Р(осм),tзамерз, и кипения. что бы распостранить на э-литы расчетной формулы в них был введен поправочный коэффициент i(изотонический)-показывает меру отклонения р-ра э-лита от закономерности для не э-лита.

30.Т.электр-ой диссоциации. 1.электролиты в расплаве или в водном р-ре подвергаются ионизации, т.е. распадаются не + и - ионы. 2.электролитическая проводимость водных р-ов электролитов пропорциональна общей концентрации ионов в растворе.3.возможность и степень распада на ионы определяется природой растворённого в-ва и природой растворителя. При растворении ионных соединений имеет место электролитическая диссоциация.4.При распаде ковалентных соединений происходит ионизация, т.к. ионизация – образование ионов. Распад в-ва на ионы под действием молекул растворителя наз-ся ионизацией в-ва в растворе.

31.К-ты-эллиты которые диссоциируют с обр-ем катионов водорода.Н+ Осн-я-эл-ты,диссоц-бт с обр-ем гидроксидов.Соли-эл-ты,дис-ют с обр-ем катионов Ме и анионов кисл.ост.(средние,кислые,основные,двойные)Амфот.эл-ты—диссоц. Как кисл. И как основания.

32.По степени дис-и эл.литы делятся на:1.сильные(альфа>30)почти все соли,основ.щ.и.щ-з.Ме,к-ты.2.Э-ты ср.силы(альфа от 3до30)3.слаб.э-литы.(альфа<3) Альфа показыв.отношен.числа молек.растворивш.на ионы к общему числу молекул.

33.Вода явл.слабым электролитом, поэтому процесс диссоциации воды явл. Обратным процессом:Для характер-ки кислотной среды введен показатель pH.При 22 С среда будет нейтральная.Среда кислая, если [pH<7Среда щелочная, если pH>7.

35.   Если смешать растворы двух диссоциирующих веществ, то положительно заряженные ионы (катионы) взаимодействуют с ионами, заряженными отрицательно (анионы).           Это положение следует подтвердить примерами.           1. Одно из образующихся веществ является малодиссоциирующим. Это может быть:           а) осадок                      В результате реакции образуется угольная кислота, которая разлагается на газ оксид углерода (IV) и воду.                      Все участвующие в реакции вещества находятся в виде ионов. Связывание их с образованием нового вещества не происходит, поэтому реакция в этом случае практически не осуществима.           Приведенные примеры свидетельствуют о том, что необходимыми условиями протекания реакций ионного обмена до конца являются: 1) образование осадка; 2) выделение газа; 3) образование малодиссоциирующих молекул воды.           Естественно, что в ходе ответа можно приводить другие примеры реакций ионного обмена, но при этом важно помнить об использовании таблицы «Растворимость кислот, оснований и солей в воде», из которой видно, какое вещество растворимо, а какое — нет.           Отличительной особенностью реакции ионного обмена от окислительно-восстановительных реакций является то, что они протекают без изменения степеней окисления, участвующих в реакции частиц

37.ОВР-реак.протекающ.и измен-ми степеней окисл.атомов элемент.входящ.в состав реагир-их в-в.Ст.окисл-условный заряд атома.процессы ок-я и вост-я не сущ-ют друг без друга. Ок-е- процесс отдачи ё Вост-е-присоединение ё.вост-ель-атом или ион который отдает ё.Ок-ель- атом или ион к-от-ый присоед.ё.ОВР:межмолекурярные,внутримолекуляр.,реакции диспропорционирования.

38.Металлы-элементы, атомы которые имеют мало электронов на внеш.энергет. уровне (ē=1,2,3).К ним относят s,d,f –элементы и некоторые p( Al, Pb, Sn).Наименее активные металлы находятся в природе в свободном состоянии(Pt, Au,Cu,(Sn, Pb))Их называют благородными ме.. Щелочные и щелочноземельные металлы, и Mg встречаются в форме солей (NaCl, CaSO₄, MgSO₄). Менее активные металлы входят в состав в виде оксидов и сульфидов (Al₂O₃, HgS, PbS, Fe₂O₃, ZnS) Методы получения:1.Пирометаллург–процессы восстан-ия оксидов при высоких темрературах с помощью угля, оксида CO, водорода или активных металлов.2.Гидрометаллург-способ извлечения металла из руд с помощью водных растворов реагентов.3. Электрометаллургия Щел.и щ-зем мет.получение.

39.Как сильные восст-ли металлы взаимодействуют с различными окислителями:1. С неМе,2с солями.3 С разбав. Кисл. (HCl и H₂SO₄).4.с водой.В обыч. усл.с H₂O взаимод-ют только щелоч. и щ-зем-ные ме, стоящие в ряду потенц.в до Mg. Металлы, стоящ.в ряду потенц.с Mg до H с водой при обычных усл. не взаимод., т.к. на поверх-ти есть защитная оксидная плёнка.5. с кисл.( H₂SO_4к, HNO_3р, HNO_3к

40.Механизм: при погружении акт Ме в воду под действием полярных молек. воды в р-р переходят «+» ионы Ме, в Ме же остаются избыточные эл-ны. Ме становится заряж. «-», а р-р – «+». «+» заряж. ионы из р-ра притяг-ся к «-» заряж. пов-ти Ме и на границе Ме-раствор возникает 2ой электронный слой. М/у Ме и р-ром возникает разность потенциалов – скачок потенциалов( электродный потенциал)При некотором знач.электродного потенциала скорости прямого и обратного процесса становятся= и наступает равновесие. Потенциал, устанавливающийся в усл. равновесия электродной р-ии наз-ся равновесным электродным потенциалом. Абсолютные знач-я электродных потенциалов определить невозможно, можно опр-ть разность электродных потенциалов, для этого пользуются отн значением электродных потенциалов.