- •31. Молекулярность и порядок реакции.
- •33. Вывод уравнения для скоростей реакций первого порядка.
- •34. Влияние температуры на скорость реакции, правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса, теория столкновений Алексеева.
- •35. Энергия активации, понятие о промежуточном активированном комплекс.
- •36. Механизм химических реакций – простые, ионные, радикальные и каталитические реакции; катализ.
- •37.Сольватная теория растворов.
- •38. Энергетика растворения.
- •39. Давление пара над раствором, диаграмма состояния воды, правило фаз Гиббса.
- •40. Причины электролитической диссоциации: ион-дипольное и диполь-дипольное взаимодействие.
- •41.Слабые электролиты; константа и степень электролитической диссоциации; закон разведения Освальда.
- •42. Сильные электролиты; теория межионного взаимодействия; активность, коэффициент активности, ионная сила.
- •43. Ионное произведение воды, водородный показатель. Произведение растворимости.
- •44. Гидролиз солей, константа гидролиза. Реакция среды; pH гидратоообразования.
- •45. Классификация дисперсных систем.
- •46. Коллоидные растворы. Строение мицеллы, электрофорез, электроосмос.
- •47. Способы выражения концентраций растворов.
- •48. Окислительно-восстановительные реакции; составление ионно-электронным методом; определение направления протекания.
- •49. Возникновение электродного потенциала, двойной электрический слой.
- •50. Процессы при работе гальванического элемента.
- •51. Термодинамика гальванического элемента, вывод уравнения равновесно-ионного обмена Нерста.
- •52. Виды электродов: 1, 2, 3 пода и окислительно-восстановительные.
- •53. Водородный электрод. Схема и принцип работы, расчёт потенциала.
- •54. Процессы при электролизе. Последовательность электрохимических реакций с учётом перенапряжений.
- •55. Закон Фарадея , кажущиеся и возможные нарушения, выход по току.
- •58. Уравнение Тафеля, плотность тока.
37.Сольватная теория растворов.
Взаимодействие между молекулами и ионами растворяемого вещества и молекулами растворителя может состоять из нескольких процессов, протекающих последовательно или одновременно: молекулярной диссоциации, образования сольватов, ионизации и электролитической диссоциации. В зависимости от типа растворяющихся веществ число стадий может изменяться. Так, в случае ионных кристаллов стадии образования сольватов и электролитическая диссоциация совмещены.
38. Энергетика растворения.
Процесс растворения твердого вещества в воде сопровождается разрушением кристаллической решетки (затрата энергии в форме теплоты, -Qкр) игидратацией- образованиемгидратовB ·nH2O, то есть соединений переменного состава между частицами растворенного вещества и молекулами воды (выделение теплоты, +Qгидр).
В результате общий тепловой эффект растворенияравен
Q(р)= −Qкр+Qгидр
Если тепловой эффект растворения положительный (Q(р)больше 0), то после растворения вещества раствор становится теплее (например, это происходит в случае приготовления раствора AlCl3), если же тепловой эффект отрицательный (Q(р)меньше 0), то раствор становится холоднее (иногда температура может опуститься ниже 0 °С, например для NaNO3или NH4NO3). В тех редких случаях, когдаQ(р)= 0, температура раствора остается постоянной (например, для NaCl). Переход в раствор жидких и газообразных веществ также сопровождаетсягидратациейих молекул иположительным тепловым эффектом. Поэтому в соответствии спринципом Ле-Шательеповышение температуры ведет куменьшениюрастворимости газов в воде. Таким образом, растворение - это физико-химический процесс разрушения связей в исходных веществах и образования новых связей в гидратах. Это положение является основным содержанием химической теории растворов Д.И. Менделеева.
39. Давление пара над раствором, диаграмма состояния воды, правило фаз Гиббса.
К наиболее общим законам гетерогенного равновесия (химического и фазового) относится правило фаз, сформулированное Дж. Гиббсом в конце прошлого века. Согласно правилу фаз, числа степеней свободы С, фаз Ф, независимых компонентов К и внешних условий n, влияющих на равновесия, взаимосвязанных соотношением С + Ф = К +n. Определение фазы было дано ранее. Компонентом называется химически однородная составная часть вещества, которая может быть выведена из системы. В случае фазового равновесия число независимых компонентов равно общему числу компонентов. При протекании хим. реакций число независимых компонентов равно общему числу компонентов за вычетом числа им. Реакций, связывающих эти компоненты. Например, система из углерода, монооксида и диоксида углерода состоит из 3 компонентов и 2 независимых компонентов, т.к. один из компонентов можно определить по реакцииC+CO2= 2CO. Диаграммы по которым можно определить условия устойчивости фаз и фазового равновесия, называются фазовыми диаграммами или диаграммами состояния. Для однокомпонентных систем правило фаз имеет вид С = З – Ф.
40. Причины электролитической диссоциации: ион-дипольное и диполь-дипольное взаимодействие.
При сближении полярных молекул они ориентируются таким образом, чтобы положительная сторона одного диполя была ориентирована к отрицательной стороне другого диполя. Возникающее между диполями взаимодействие называется диполь-дипольным или ориентационным.