
- •1.Гомогенные и гетерогенные системы. Фаза, компонент. Факторы, влияющие на скорость хим реакции.
- •19.1. Фазы
- •Факторы, влияющие на скорость химической реакции
- •4.Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Вант-Гоффа.
- •6. Обратмые и необратимые процессы. Кинетика обратимого процесса. Привести примеры.
- •Реагенты (исходные вещества) переходное состояние продукты реакции
- •7. 8. 9. Состояние хим равновесия. Константа равновесия. Привести примеры. Какие факторы влияют на константу равновесия?
- •10. Энергетические эффекты хим реакции. Первый закон термодинамики.
- •11.Внутренняя энергия. Факторы, влияющие на внутреннюю энергию.
- •12. Энтальпия. Стандартные условия при определении энтальпии. Каким образом рассчитывается энтальпия в ходе хим реакции.
- •13. Закон Гесса. Привести пример определения энтальпии хим реакции.
- •14. Понятие об энтропии. Как связано изменение энтропии с изменением объема системы.
- •Термодинамическое определение энтропии
- •Статистическое определение энтропии: принцип Больцмана
- •Понимание энтропии как меры беспорядка
- •Границы применимости понимания энтропии как меры беспорядка
- •Энтропия в открытых системах
- •Измерение энтропии
- •Построение графика изменения энтропии
- •15. Движущая сила хим реакции. Энергия Гиббса. Определение температуры равновесия.
- •3) Тепловое Равновесие. Температура
- •Определение
- •Связь с термодинамической устойчивостью системы
- •Применение в химииСвязь с химическим потенциалом
- •16. Способы выражения концентрации раствора.
- •17. Понятие об эквиваленте. Закон эквивалентов. Нормальная концентрация. Основное уравнение объемного анализа. Определение эквивалента элемента оксида, соли, кислоты и основания.
- •18. Теория электролитической диссоциации.
- •19. Кислоты, соли, основания. Процессы диссоциации. Основные св-ва.
- •20. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
- •Методы определения
- •Мнимая степень диссоциации
- •21. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •История
- •Уравнения, связывающие pH и pOh [Вывод значения pH
- •22. Гидролиз солей. Факторы, влияющие на процессы гидролиза солей.
- •2) Факторы, влияющие на степень гидролиза.
- •23. Растворимость. Насыщенные и пересыщенные растворы.
- •Насыщенные и пересыщенные растворы
- •Растворимость веществ
- •Растворимые и нерастворимые вещества
- •Разбавленные и концентрированные растворы
- •24. Произведение растворимости.
- •25.Давление насыщенного пара. Закон Рауля. Определение температуры кипения и кристаллизации раствора. Эбуллиоскопические и криоскопические константы.
- •Первый закон Рауля
- •Второй закон Рауля
- •Понижение температуры кристаллизации растворов
- •Повышение температуры кипения растворов
- •Криоскопическая и эбулиоскопическая константы
- •Растворы электролитов
- •26.Отклонение от законов Рауля для растворов электролитов. Изотонический коэффициент. Отклонения от закона Рауля
- •27. Временная и постоянная жесткость воды. Единицы измерения жесткости. Устранение временной и постоянной жесткости воды. Иониты.
- •2) Единицы измерения
- •3) Методы устранения
- •Органические иониты
- •Неорганические иониты
- •Описание
- •Окисление
- •Восстановление
- •Виды окислительно-восстановительных реакций
- •Примеры Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором
- •Окисление, восстановление
- •Мнемонические правила
- •29. Типы окислительно-восстановительных реакций. Привести примеры.
- •30. Механизм возникновения электродного потенциала.
- •31. Гальванические элементы. Принцип работы. Эдс элемента.
- •Эксплуатация элементов и батарей
- •32. Гальванический элемент Якоби и Вольта.
- •33. Стандартный (водородный) электрод. Определение стандартного (нормального) электродного потенциала металла.
- •Устройство
- •34. Ряд напряжений металлов и выводы из него.
- •35. Концентрационные гальванические элементы. Уравнение Нернста.
- •Вывод уравнения Нернста
- •36. Электродные процессы на электродах при электролизе. Электролиз раствора соли.
- •Электролиз расплавов солей
- •Электролиз водных растворов электролитов
- •Катодные процессы.
- •Анодные процессы.
- •37. Электролиз водного раствора соли: а) с инертными электродами б) с растворимым анодом.
- •38. Закон Фарадея. Применение процессов электролиза.
- •Первый закон Фарадея
- •Вывод закона Фарадея
- •Второй закон Фарадея
- •39. Виды коррозионных разрушений.
- •40. Классификация коррозионных процессов. Химическая и электрохимическая коррозия.
- •1.1. По виду (геометрическому характеру) коррозионных разрушений на поверхности или в объёме металла.
- •1.2. По механизму реакций взаимодействия металла со средой (химическая и электрохимическая коррозия).
- •1.3. По типу коррозионной среды
- •1.4.По характеру дополнительных воздействии
- •2)Х имическая коррозия
- •Электрохимическая коррозия
- •41. Причины возникновения электрохимической коррозии. Привести примеры.
- •42. Методы защиты металлов от коррозии.
- •43. Методы защиты металлов от коррозии. Анодные и катодные покрытия на металле.
- •44. Электрохимические методы защиты металлов от коррозии.
- •45. Современная формулировка и физический смысл периодического закона д. И. Менделеева.
- •46. Атомная модель. Квантовые числа. Принцип Паули.
- •Модели атомов
- •Строение атомов и принцип Паули
- •47. Электронные формулы. Правило Хунда. Свойства р-элементов.
- •48. Свойства s- и p-элементов. Привести примеры.
- •Опасность и хранение
- •49. Свойства d- и f-элементов. Привести примеры.
- •50. Энергия ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность.
37. Электролиз водного раствора соли: а) с инертными электродами б) с растворимым анодом.
Электролиз водного раствора соли, образованной малоактивным металлом и бескислородной кислотой с инертным анодом.
Рассотрим электролиз водного раствора бромида меди (II) с угольными электродами. В водных растворах электролитов кроме их катионов и анионов имеются также ионы H+ и OH–, получающиеся при диссоциации воды. Поэтому при электролизе на катоде могут восстанавливаться катионы электролита и катионы водорода (воды), а на аноде могут окисляться не только анионы электролита, но и гидроксильные ионы воды. В случае если концентрация H+ и OH– мала, в окислительно-восстановительных реакциях принимают участие молекулы воды.
При электролизе CuBr2 на электродах произойдут следующие процессы:
на катоде:
Cu2+ + 2e– = Cu0, E0=0,337 В
2H2O + 2e– = H2 + 2OH–, E0=–0,83 В
на аноде:
2Br– – 2e– = Br20, E0=+1,08 В
2H2O – 4e– = O20 + 4H+, E0=1,228 В
Так как потенциал перехода Cu/Cu2+ значительно больше, на катоде будет происходить восстановление ионов меди.
Потенциал перехода 2Br–/Br20 меньше, следовательно, на аноде будут окисляться преимущественно ионы брома до свободного брома.
Электролиз водного раствора соли, образованной активным металлом и кислородсодержащей кислотой.
Рассмотрим электролиз водного раствора сульфата натрия с нерастворимыми платиновыми электродами. Реакции, происходящие при электролизе водного раствора Na2SO4 на катоде и аноде могут быть выражены следующим образом:
на катоде:
2H2O + 2e– = H2 + 2OH–
2Na+ + 2OH– = 2NaOH
на аноде:
2H2O – 4e– = O2 + 4H+
2H+ + SO42– = H2SO4
Таким образом на катоде выделяется водород, а на аноде — кислород; в катодном пространстве получается гидроксид натрия, в анодном пространстве серная кислота. При смещении растворов (католита и анолита) получится Na2SO4 и H2O. Следовательно, количества ионов натрия и SO42– остаются неизменными (соль не расходуется), т. е. в данном случае при электролизе водного раствора Na2SO4 происходит разложение воды.
Электролиз водного раствора соли, образованной активным металлом и бескислородной кислотой.
В качестве примера рассмотрим электролиз водного раствора йодида калия KI с угольными электродами. Йодид калия в водном растворе содержит ионы K+ и I–. Катодный процесс аналогичен катодному процессу при электролизе Na2SO4. На аноде отрицательно заряженные ионы йода притягиваются к нему и, отдавая свои электроны, превращаются в молекулярный йод. Следовательно, на катоде выделяется водород, а на аноде йод.
Электролиз раствора соли малоактивного металла с анодом из того же металла.
Рассмотрим электролиз водного раствора сульфата меди CuSO4 с анодом из неочищенной меди. Стандартный потенциал меди Cu/Cu2+ E0=+0,337 В, т. е. значительно больше, чем потенциал процесса восстановления молекул воды E0=–0,83 В. Поэтому при электролизе нейтрального раствора CuSO4 на катоде происходит разряд ионов Cu2+ и выделение меди. На аноде протекает противоположный процесс — окисление металла меди, так как потенциал меди много меньше потенциала окисления воды, а тем более – потенциала окисления иона SO42–. Таким образом, при электролизе CuSO4 на катоде осаждается чистая медь – происходит восстановление катионов меди из раствора, а примеси остаются в растворе, и одновременно – растворение (окисление) металла анода. Этот случай электролиза применяется для очистки металлов.