- •Билет №1
- •Основные законы химии.
- •Закон кратных отношений.
- •Закон эквивалентов
- •Для расчета эквивалента кислоты надо молярную массу разделить на основность.
- •Катализ. Гомологический катализ.
- •Билет №2
- •1. Химическая термодинамика. Основные понятия. Первый закон.
- •Окружающая среда
- •Система
- •2. Растворы. Образование растворов. Способы выражения концентрации растворов.
- •Билет №3
- •1. Закон Гесса. Следствие закона Гесса.
- •2. Растворимость газов в жидкости.
- •Влияние давления
- •Влияние температуры на растворимость газа в жидкости
- •Билет №4
- •1. Расчет абсолютного значения энтропии. Третий закон термодинамики.
- •2. Закон Рауля. Криоскопия и эбуллиоскопия.
- •Билет №5
- •1. Второй закон термодинамики.
- •2 Закон термодинамики.
- •2. Растворы электролитов. Закон разведения Освальда.
- •Билет №6
- •1. Свободная энергия Гиббса, как критерий самопроизвольного течения процесса.
- •2. Закон Авогадро. Следствие закона Авогадро.
- •1 Моль любого газа или пара при н.У. Содержит 6,02*1023 структурных единиц.
- •1 Моль любого газа или пара при н.У. Занимает объем 22,4л.
- •Отношение масс равных объемов различных газов равно отношению их молярных масс и называется относительной плотностью первого газа по второму.
- •Билет №7
- •1. Электрохимия. Уравнение Нернста.
- •2. Закон эквивалентов.
- •Для расчета эквивалента кислоты надо молярную массу разделить на основность.
- •Расчет эквивалентов оснований.
- •3. Расчет эквивалентов солей и окидов.
- •Билет №8
- •1. Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.
- •Разделим переменные и проинтегрируем уравнения изобары Ван Гоффа
- •2. Классификация электродов. Электроды 1, 2 рода.
- •Билет №9
- •1.Влияние температуры на равновесие. Изобара Ван Гоффа.
- •Разделим переменные и проинтегрируем уравнения изобары Ван Гоффа
- •2. Гальванические элементы.
- •Билет №10
- •1. Электролиз. Законы Фарадея.
- •2. Ионное произведение воды, водородный показатель Kw, Ph.
- •Билет №11
- •1. Химическая кинетика. Закон действия масс. Порядок и молекулярность реакций.
- •2. Электролиз. Его практическое применение.
- •Билет №12
- •1. Влияние времени на скорость реакции. Уравнение Арениуса.
- •2. Электрохимическая коррозия.
- •Билет №13
- •1. Аналитический и практический расчета энергии активации.
- •Графический способ.
- •Аналитический способ
- •Билет №14
- •2. Электролиз. Катодное нанесение покрытий и анодное растворение металла.
- •Билет №15
- •1. Газовые и окислительно-восстановительные электроды.
- •2. Свободная энергия Гиббса и направленность процесса.
- •Билет №16
- •1. Химическое равновесие. Закон действия масс. Связь g и Кр.
- •2. Электрохимические способы защиты металла от коррозии.
- •Билет №17
- •1. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Уравнение Кирхгоффа.
- •2. Электролиз. Законы Фарадея. Выход по току.
Разделим переменные и проинтегрируем уравнения изобары Ван Гоффа
LnKp1 LnKp2lnKp=T1T2H*dT/RT2
ln KT2/ KT1=(H/R)(1/T1-1/T2)
Если известны значения двух Кр при двух температурах, то можно рассчитать среднее значение теплового эффекта.
2. Классификация электродов. Электроды 1, 2 рода.
-
Электроды первого рода.
-
Электроды второго рода.
-
Газовые электроды (водородные).
-
Окислительно-восстановительные электроды.
-
Электроды первого рода: металл, опущенный в раствор своей соли.
Ag| AgNO3
Fe| FeCl2
У электродов первого рода величина зависит только от концентрации ионов металла в растворе.
-
Электроды второго рода: металл, покрытый своей труднорастворимой солью и опущенный в раствор, анион которого ClSO4 одинаковый с анионом соли.
Ag, AgCl | KCl
Hg, Hg2SO4 | H2SO4
Электроды второго рода отличаются электродной реакцией.
AgCl+e=Ag0+CL-
Реакция между металлом и его труднорастворимой соль, поэтому стабильный и почти не зависит от силы, проходящего через них тока.
Эти электроды используют в качестве электродного сравнения.
Потенциал электрода второго рода зависит только от концентрации аниона.
Билет №9
1.Влияние температуры на равновесие. Изобара Ван Гоффа.
Влияние температуры на Кр. Зависимость описывается изобарой Ван Гоффа.
dlnKp/dt=H/RT2
Влияние различных факторов на смещение равновесия описывается принципом Ле Шателье
Если на систему, находящуюся в равновесии извне действует сила, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет приложенное воздействие. Поэтому при повышении температуры равновесие будет смещаться в сторону эндотермической реакции.
Разделим переменные и проинтегрируем уравнения изобары Ван Гоффа
LnKp1 LnKp2lnKp=T1T2H*dT/RT2
ln KT2/ KT1=(H/R)(1/T1-1/T2)
Если известны значения двух Кр при двух температурах, то можно рассчитать среднее значение теплового эффекта.
2. Гальванические элементы.
Гальваническим элементом обычно называется устройство, состоящее из последовательно соединенных проводящих фаз с электронной ионной проводимостью.
(-) Zn/ZnSO4//CuSO4//Cu (+)
/ - граница раздела
Слева всегда в схеме указывается электрод, имеющий более отрицательный потенциал, справа более положительный.
В гальваническом элементе энергия получается за счет энергии химической реакции.
Zn-2e=Zn2+
Cu2+ + 2e=Cu0
Zn+Cu2+ = Zn2+ + Cu0
При изотермическом обратном проведении реакции измеряется разность потенциалов называющаяся электродвижущей силой гальванического элемента.
ЭДС=E=ECu/Cu2+- EZn/Zn2+
Amax=G= - n*FE
n – число элементов реакции
Работа затрагивается на перенос n*F Кл электричества от одного электрона к другому, под действием разности потенциалов E.
В рамках относительного изменения электродного потенциала можно рассчитать значение электродного потенциала при разных концентрациях и температурах.
Эти зависимости называются уравнением Нернста.
G= - n*FE
G= G+RTln(Произвед. Спрод/Произвед. Сисх.в)
- n*FE= - n*FE0+ RTln(Произвед. Спрод/Произвед. Сисх.в)
E= E0- (RT/nF)*ln(Произвед. Спрод/Произвед. Сисх.в)
=E
Уравнение Нернста, которое позволяет вычислить электродный потенциал в любых условиях.
Для практического пользования часто этому уравнению придают следующий вид.
Men++ne = Me0Kp
EMen+/Me0= E0Men+/Me0 – (0,0059/n)*lnCMen+