Билет 1

1.Электролиз – совокупность процессов, протекающих на электродах, при пропускании эл.тока через расплав или раствор.

Анодные процессы:

1) 2Br^- – 2e = Br₂

2) 2SO₄ – 2e = S₂O₈^2-

3) 4OH^- – 4e = O₂ + 2H₂O (в щелочной среде)

4) 2H₂O – 4e = O₂ + 4H(в нейтр.или кисл.)

Легко: Cl, Br, I, S, CN

Труднее: OH, H₂O

Оч.трудно: SO₄, NO₃ На аноде преимущественно окис-ся сис-мы с наименьшим потенциалом. Легко: Cl^-;Br^-;Y^-;S^-;CN^-;CNS^-. Труднее : OH^-;H₂O. Очень трудно: SO₄^2- , PO₄^3- ;NO₃^- и тп(только в расплавах) KOH A(-) 4OH-4e=O² +2H₂O ; K(+) K⁺+e =K

Катодные процессы:

1) M_n⁺ + ne = M⁰

2) 2H⁺+2e=H₂ (в кислой среде)

3) 2H₂O+2e=H₂+2OH^-(в нейтральной или щелочной среде) На катоде преимущественно восстанавливаюся сис-мы с наибольшим потенциалом)

2. . Благоприятные соударения молекул. Энтропия активации. Константа скорости реакции.

Чтобы активные молекулы прореагировали при соударении оно д.б. пространственно благоприятьным H₂+J₂=2HJ H…J

H…J благопр.соуд. Количественная мера вероятности благопр.соударений-это энтропия активации. S*-энтропия активации. К=A_e*(-E⁺)/RT ; A=pZ. А-пространственный фактор, Z-число соударений , Р=е ,S*/R; K=Ze^-E*/RTe^{S*/R ;}K-число благоприятных соударений активных молекул,гарантировано приводящих к р-ии.

3. Коррозия металлов. Химическая и электрохимическая к-я.

Разрушение металлов под действием хим.р-ций:

1) Химическая (газовая) - агрессивные газы (О₂,СО₂,SО₂)

2) Электрохимическая

-контактная

Fe/Zn – коррозирует Zn

Fe/sn-коррозирует Sn

-в кислоте

-в воде

-в морской воде (NaCl : MgCl₂ = 1 : 3)

-атмосферная (начинается как аэрированная, но имеет продолжение)

-почвенная – сочетание различных типов коррозии с преобладанием коррозии при неравномерной аэрации

-под действием "блуждающих токов"

4.

5.

Билет 2

1. .Диссоциация воды:

H₂O ^→_← H⁺ + OH^-

H⁺ + 2H₂O = H₅O₂⁺

OH^- + 3H₂O = H₇O₄^-

6H₂O ^→_← H₅O₂⁺ + H₇O₄

K_дис= (C_H⁺*C_OH^-)/(C_H2O)=1,8*10^-16

C_H2O=1000/18 моль/л

Ионное произведение воды: С_H+*C_OH-=1000/18*1,8*10^-16=110^-14=K_H2O

C_H + C_OH ^- = 10 ^-14

lgC_H⁺ + lgC_OH^- = -14

Водородный показатель: pH= -lgCH+

Гидроксильный показатель: pOH = -lgC_OH^-

pH + pOH = 14

нейтр.: pH=pOH=7

кисл.: pH<7; pOH>7

щелочн.: pH>7; pOH<7

2 Обратимые реакции. Химическое равновесие. Константа равновесия. Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Обратимые р-ции – р-ции, чье направление зависит от концентраций в-в – участников р-ции. р-и протекающие в противоположных направлениях.V=C/T

Хим. равновесие – термодинамическое равновесие в системе, между компонентами которой происходят хим. реакции. (⌂G=0)химическое равновесие выглядит как остановка р-и:все концентрации стабилизируются,те достигают опред.значений и впредь не меняется. Равновесие подвижное,те р-и и в этом можно убедиться,если хотя бы слегка изменить любое из усл-ий равновесия .в этом сучае одна из р-и получит преимущество в скорости, что легко наблюдаемо.это явл. н-ся смещ. равновесия.

К=С_прод / С_исх.в-в

Смещение равновесия – принцип Ле-Шателье: при изменении любого из условий равновесия преимущественно протекает р-ция, восстанавливающая исх. условия

При Т↑ - эндо… , при Т↓ - экзо…, при Р↓ - в сторону большего кол-ва газа, при Р↑ - наоборот.

3 Коррозия металлов. Химическая и электрохимическая к-я.

Разрушение металлов под действием хим.р-ций:

1) Химическая (газовая) - агрессивные газы (о2,со2,sо2)

2) Электрохимическая

-контактная

Fe/Zn – коррозирует Zn

Fe/sn-коррозирует Sn

-в кислоте

-в воде

-в морской воде (NaCl : MgCl₂ = 1 : 3)

-атмосферная (начинается как аэрированная, но имеет продолжение)

-почвенная – сочетание различных типов коррозии с преобладанием коррозии при неравномерной аэрации

-под действием "блуждающих токов"

4.

5.

Билет 3

1. Общие понятия о растворах. Физ и хим теория растворов. Эффекты при растворении.

Общие понятия о растворах:

Растворы – любая гомогенная система из 2-х или более компонентов(раст вещ-во и растворитель. Растворитель-это компонент агрегатное состояние которого, совпад с агрег сост р-ра) если агрегатные сост-я совпадают, растворитель тот который больший по объёму.

- Газообразного ( воздух)

- Жидкие

- Твердые (сплавы)

Физическая теория (р-ры-механические смеси)Вант-Гофф, Аррениус, Оствальд, Рауль

1) переменный состав

2) проявление свойств компонентов

разбавленные растворы – мех смеси

Химическая теория Менделеев, Каблуков.

1) однородность

2) эффекты при растворении

-изменение окраски

-изменение объема

-тепловые эффекты

Концентрированные р-ры

2. Кинетика и равновесие в гетерогенных системах.

Скоростью гетерогенных реакций назыв. кол.-во вещ.-ва, вступ. в реак. или обр - ся при реакции за единицу времени на единице поверхности фазы.

Фаза – часть системы, отделенная от других частей поверхностью раздела фаз.

I. Подвод газообразного вещества к поверхности раздела фаз.

II. Собственная реакция.

III. Отвод продуктов реакции с поверхности раздела фаз.

Скорость реакции зависит от:

-концентрации

-температуры

-природы вещ.-в

В выражениях для скоростей и констант равновесия гетерогенных реакций учитываются концентрации газообразных веществ и не учитываются концентрации жидких и твердых веществ.

3. Коррозия водная, кислотная, атмосферная

Водная:

(деаэрированная)

A(-) Fe-2e->Fe²⁺

K(+)2H₂O+2e=H₂+2OH^-

(аэрированная)

A(-) Fe-2e->Fe²⁺

K(+)2H₂O+O2+4e=4OH^-

Кислотная:

(деаэрированная)

A(-)Fe-2e→Fe²⁺

K(+)2H⁺+2e→H₂

(аэрированная)

A(-)Fe-2e=Fe²⁺ ;

K(+)O2+4H⁺+4e=2H₂O

Атмосферная:

A(-) Fe-2e->Fe²⁺

K(+) 2H₂O+O2+4e=4OH^-

Fe²⁺+2OH-=Fe(OH)₂

4Fe(OH)₂+O₂=4Fe(OH)₃=

H₂O+FeOOH на 70% бурая ржавчина.

4.

5

Билет 4

1. Термодинамика растворения. Способы выражения концентраций растворов.

Iст Разрушение крист. Решетки (дробление) (∆H>0 – эндо)

IIст. Гидротация растворенных частиц ∆М_раст-я =∆М_кр.реш+∆М_{гидротации}

+ ^___

Способы выражения концентраций р-ров

1 Молярная (См)

m_p*b

C_м= ^____________

M*V_p-pa(л)

2 Нормальная(эквивалентная)

С_н=m_p*b/m_э*V_p-pa(л) m_э – эквивалентная масса

m_{э основная} = М/число гидроксо групп

m_{э кислоты} =М/число «Н⁺»

m_{э соли} = М/число хуйни какой-то*валентность

3 Моляльная

Сm = m_pb*1000/M_pb*m_h2o

4 Массовая доля

Ω=mр.в/M*100%

2.Почвенная: это сочетание различных типов коррозий с преобладанием коррозий «при неравномерной аэрации» Неравномерная аэрация создаёт знакопеременные потенциалы на поверхности конструкции.

Контактная: (биметалл)

А) Fe/Zn

A(-) Zn/ H₂CO₃/ Fe(+)K Анодное покрытие – надежное.

A(-) Zn – 2e = Zn²⁺

K(+) 2H⁺+ 2e = H₂

Б) Fe/Sn (лужоное) A(-) Fe/ H₂CO₃ /Sn(+)K

A(-) Fe - 2e = Fe²⁺

K(+) 2H⁺ + 2e = H₂

3. .Механизмы химических реакций. Цепные реакции.

Под механизмом хим р-ции подразумевают ключевую стадию (элементарный акт),

Обеспечивающую реакцию в целом.

Типа реакции по механизмам

-молекулярные

-ионные

-радикальные

-цепные

Цепные реакции: все газофазные реакции с участием О₂,F₂,Cl₂. Многие реакции полимеризации.

I Зарождение цепи: (обр-е первичных радикалов)

Под действием hV(кривая V) Сl2 -> 2Cl

II Продолжение цепи

Cl^. +H₂ -> HCl +H^.

H^. + Cl₂ -> HCl + Cl^.

III Реакции обрыва цепи

Сl^. +Cl^. ->Cl₂

H^. +H^. -> H₂

H^. +Cl^. ->HCl

4.

5.

Билет 5

1. Зависимость скорости реакции от температуры. Теория активных молекул.

Зависимость скорости реакции от t^o:

Правило Вант-Гоффа: повышение температуры ускоряет большинство хим. реакций

V₂=V₁* γ ^(T₂^-T₁^)/10 Соударений чрезвычайно много, а скорость по сравнению с ними чрезвычайно мала.

Теория активных молекул:

Реакция происходит при соударении не любых молекул, а только активных, обладающих определенным избытком энергии по сравнению со средней энергией (т.н «энергия активации»). Активных молекул чрезвычайно мало. При повышении t, Nакт. Растет по правилу Вант-Гоффа.

2.Возникновение электродных потенциалов. Стандартный потенциал. Уравнение нернста.

Электродным потенциалом - скачек потенциала на грани раздела Ме и р.- ра.При добавлении соли одноименного Ме, равновесие сместится влево, а (-) заряд Ме понизится для: Наиболее активн. Ме (Li - Al) незначительно Ме средней активн. (Мn - Pb) существенно. Благородных Ме (Cu - Au) так сильно что произойдет смена зарядов. Ур.- е Нернста φ=φ⁰+RT*lnC_Mⁿ⁺/nF, где φ-электродный потенциал, φ⁰ – стандартный Э.П., F- число Фарадея. Стандартный Э.П.- это потенциал Ме в одномолярном р.- ре своей соли, измеренный в стандартных условиях по отношению к нормальному водородному электроду.

3. Гетерогенный катализ.

Кат-ры Pt,Ni,Fe,Pd . 3H₂₊N₂=2NH₃ ; ½ O₂+SO₂=SO₃; кат-р: Pt, V₂O₅ ; CH₂=CH₂+H₂CH3-CH₃ катал Ni. Причины гетерогенного катализа.1.все катализаторы исп-ся в тонко-извлечённом сост-ии. Pt-чернь, Pd-чернь.Ni-ренея скелетный .в таком состоянии твёрдые катализаторы поглащают огромное кол-во газов. 1 V Pt20-50 V H_{2 ;}

1V Pd700VH₂ ; 1VTi1500 V H₂ Таким обазом на поверхности и в V катализатора многократно возрастает концентрация к-либо из реагирующих в-в, что приводит к ускорению р-и. 2.Твёрдый катализатор передаёт сорбированным молекулам необходимую энергию активации. Весь сорбированный водород нах-ся на поверхности и в объёме платины или палладия в атомарном вся измерительная электро-химия. Твёрдый катализатор жёстко закрепляя на своей поверхности на одну из реагирующих молекул существенно повышают вероятность благоприятных соударений. Активированные комплексы образуются непосредственно на поверхости катализатора. Катализ осуществляется только на выступах, неровностях, шороховатостях,где поверхностная инергия наибольшая. Отдельные каталитические центры не обеспечивают катализа протекают на группах центрах, имеющих более или менее правильную геометрическую форму(каталитические ансамбли).

4.

5

Билет 6

1.

2. .Законы разбавл. растворов:

Закон Дальтона,Вант-Гоффа.

Общее давление равное сумме первоначальных, если компоненты не взаимодействуют.

p=p₁+p₂+p₃

p₁,p₂,p₃ – парциальное давление

1й закон Рауля (о давлении пара над р-ром нелетучего вещ-ва).

p=p₁N₁+p₂N₂ p₁=0 – по условию

p₁N₁ – вещество

p₂N₂ – растворитель

p₂=p₂N₂=p₂(1-N₁)=p₂ - p₂N₁

Δp=p₂N₁

2й закон Рауля (о t кипения и замерзании р-ров)

Р-ры закипают при более высокой t и замерзают при более низкой по сравнению с растворителем.

З-он Я.Х.Вант-Гоффа(для осмотического давления) определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества.

Осмос: односторонняя диффузия компонентов р-ра в объём р-ра через полупроницаемую мембрану. pV=nRT(ур.клапперона)

3.Условия протекания ионных реакций.

Ионная реакция идет до конца если обр.-ся:

а) малорастворимое вещ- во

б) слабый электролит

в) если обр.- ся газ

г) обр.- ся комплекс

4.

5.

Билет 7

1. 1.ОВС - сис-ма в которой происходит обмен электронами. Любая ОВС характеризуется ОВП (окислительно-восст. потенциал).

ОВП для систем одного типа измеряется по отношению к нормальному водородному электроду или электроду сравнения, а для систем 2-х других типов – с помощью платинового измерительного электрода.

2.Электролитическая диссоциация. Законы разбавленных растворов электролитов.

Электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или при плавлении. Законы Рауля и Вант-Гофа можно применить к электролитам, если внести поправку на диссоциацию.

i – изотонический коэффициент.

Δp= ip₂⁰ N₁ ΔT = ikC_m π = iC_mRT

α – степень диссоциации α = число продиссоциированных молекул/число исходных молекул

α = (i-1)/(n-1) i = αn – α + 1

Закон Оствальда:

(α²С)/(1 - α) = k а для очень слабых электролитов (α -> 0) k = α²C

к – это константа диссоциации

3. Химическая кинетика. Факторы влияющие на скорость реакций. Закон Гульдберга-Вааге.

Хим. кинетика. Понятие о скорости реакции.

Ν_{хим р- ии.}= ±δC / δτ

Факторы влияющие на скорость реакции

-природа вещ-в

-концентрация

-темперетура

-катализатор

-прочие ф-ры

Закон Гульдберга-Вааге - закон действия масс ν прямопропорц. С

Осн. Хар-ка хим. р-ии - это молекулярность, т.е. число молекул учавстввующих во вз-ии.

-мономолекулярные

-бимолекулярные

-тримолекулярные

Закон выполн. для всех р-ий , кроме реакций с молекулярностью больше 3, так как соверш. невероятно столкновение одновременно 3-х мол. Все 3-х мол. р-ии идут стадийно, те закон выполняется для каждой стадии, а не для р-ии в целом. (ν=k*C^a_A *C^b_B)

4.

5

Билет 8

1. .Энтропия. Свободная энергия Гиббса. Направленность.

Для протекания реакции необходима достаточно большая вероятность превращения исходных вещ-в в конечные продукты. Мерой вероятн. явл. энтропия.

S=k * lnW- формула Больцмана k-конст.Больц.;

K=R/N_a; W- вероятность сост-я.

S_исх ---хим.реак→ S_прод

ΔS_хим.р=S_прод – S_исх

ΔS_хим.р>0 – благоприятный фактор для хим.р.

Энтропия – фундаментальная физическая хар-ка.

Энтропия – меря вероятности, а так же мера беспорядка, хаотичности, поскольку естественное состояние любой системы – хаос.

Все реакции стремятся протекать в сторону большего объёма.

Свободная энергия Гиббса (термодинамический потенциал)

ΔG - направление реакции

ΔG = ΔH – TΔS

ΔGхим.р<0 (р-ция может протекать →)

ΔGх.р>0 (р-ция ←)

ΔG = 0 ^→_← (υ^→ = υ^←) – хим. Равновесие

2. Слабые электролиты.Константа диссоциации. Закон Оствальда.

Слабые электролиты – электролиты, степень диссоциации которох в р-рах меньше единицы и уменьшается с ростом концентрации.

К ним относят воду, ряд кислот, основания.

Константа диссоциации зависит от природы диссоц. в-ва и растворителя, не зависит от t^o и от концентр. р-ра. Указывает на прочность молекул в данном р-ре. Чем меньше k в р-ре, тем слабее диссоциирует электролит, и тем устойчивее его молекулы.

Закон Оствальда.

K_g = α²/(1-α)*V

α – степень диссоциации

V – 1/c

3. Электролиз расплавов и растворов. Законы электролиза.

Электролиз – совокупность процессов, протекающих на электродах, при пропускании эл.тока через расплав или раствор.

р.р. NaCl (H₂O)

A(+) 2Cl^- - 2e = Cl₂

K(-) 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^-

Расплав K⁺OH^-

A(+) 4OH^- - 4e = O₂ + 2H₂O

K(-) K⁺ + e = K⁰

Законы электролиза.

1) М.Фарадей

m= э*i*t / F

m – масса вещ-ва

э – эквивалент вещ-ва

i – ток, A

t – время, с

F = 96500 кл

2) равные кол-ва электричества разлагают, выделяют, образуют эквивалентые кол-ва в-в

2CuSO₄+2H₂O=2Cu↓+O₂↑+2H₂SO₄

разлаг-ся выдел-ся образ-ся.

4.

5

Билет 9

1. Механизмы химических реакций. Молекулярные реакции. Теория активированного комплекса.

Под механизмам реакции подразумевают ключевую стадию (элементарный акт), обеспечивающую реакцию в целом.

Типы реакций по механизмам:

1 малекулярные H2+J2=2HJ

2 ионные Ba+SO4 =^> BaSO4

3 радикальные CH3+C2H5 =^> C3H8

4 цепные H2+Cl2 = 2HCl

Молекул реакции теория активированного комплекса.

Это большинство реакций в газовой фазе. ( без участия кислорода, фтора, хлора)

Все молекулярные реакции протекают через образование активир. комплекса. Это такое состояние реаг. системы в котором прежние хим. связи ослаблены, но не разорваны, а новые сформированы не окончательно.

2. Основы термодинамики. Классификация систем. Энтальпия. Тепловые эффекты реакций.

Наука о направлении процессов

1 механические

2 физические

3 химические

4 геологические

5 биологические

6 социальные

Основные понятия

-энергия

-теплота

-работа расширения A=p*∆V\

-система – совокупность тел, выдел. из окружающей среды и рассматриваемых обособленно.

Типы систем

1 Изолированная

2 Открытая

Хим. Термодинамика – терм изолированных систем. Любая система обладает определенным запасом энергии. Полный запас Энергии сист – энтальпия

H= U + A

^{Внутр. Эн работа сист.}

^{Скрытая ч. Н}

При переходе системы из 1 состояния в другое изменяется энтальпия, что проявляется в виде теплового эффекта.

Тепл. эффект – основной признак хим. Реакции.

∆Hх.р < 0 (экзотермич реакция тепло выделяется)

∆Hх.р > 0 (эндотерпич реакция тепло поглощается)

Для расчетов тепл. эф. Используют относительную энтальпию, вычисл в предположении, что энтальпия простых веществ = 0. В этом случае энтальпия сложного вещества – тепловой эффект реакций образования его из простых элементов

С+O2=CO2; ΔH_х.р.= -94 ккад/моль

ΔH_х.р=H_CO2 – H_c – H_O2

Такие относит энтальпии назыв энтальпиями образования. Они рассчитаны для всех веществ и сведены в термодинамич. таблицы

3. .Сильные электролиты. Кажующаяся степень диссоциации. Понятие об активности. Ионная сила растворов.

Электролиты, степ диссоциации которых в р-рах = 1 и почти не зависит от концентрации р-ра, назыв сильными электролитами.

К сильным электролитам в водных р-рах принадрлежит подавл. большинство солей, щелочей, а так же некоторые кислоты

NaCl -> Na+Cl

Al₂(SO₄)₃ -> 2H³⁺+3SO₄^2-

Ионная сила раствора – мера интенсивности эдектрич поля, создаваемого ионами в р-ре.

Активность ионов – эффективная концентрация ионов с учетом электростатического взаимодействия между ними в растворе.

4.

5.

Билет 10

1. .ОВР.Осн. окисл-ли. и восст. Сост-е реакций.

ОВР – реакции в результате которых изменяется степень окисления элементов. Элемент, который отдаёт e, окисляется и является восстановителем, а эл.кот.принимает e – восстанавливается и является окислителем.

Уравнение ОВР:

Определить элементы, имеющие степень окисления.

Составить уравнение электронного баланса, указать ок-ль и вос-ль.

Расставить коэф.в соед.,содержащих ок-ль или восс-ль.

Уравнять металл, неметалл, водород.

Проверить правильность коэф.: число кислорода в левой части должно равняться его числу в правой.

Основные ок-ли: HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, KMnO₄

Основные вос-ли: NH₃, H₂S, Na₂S₂O₃