- •Вопрос № 1. Основные положения теории валентных связей (мвс).
- •Вопрос № 3. Валентность. Различные трактовки понятия валентность в современной химии. Валентные возможности атомов с позиции мвс. Постоянная и переменная валентность.
- •Вопрос № 5. Концепция гибридизации ао и пространственное строение молекул.
- •Вопрос № 6. Зависимость с-в в-в от хар-ра хим связей в них. Термическая устойчивость в-в, их реакционная способность, склонность к электролитической диссоциации.
- •Вопрос № 7. Межмолекулярное взаимодействие (силы Ван–дер-Ваальса). Водородная связь, ее природа и колич хар – ки. Меж- и внутримолекулярная водородная связь.
- •Вопрос № 8. Химическое равновесие. Его динамический хар-р. Константа хим равновесия. Сдвиг хим равновесия (принцип Ле-Шателье).
- •Вопрос № 9. Соотношение величин константы равновесия и изменения энергии Гиббса. Направление протекания реакции. Термодинамический анализ. Возможности протекания хим р-ций.
- •Вопрос № 13. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации электролитов. Равновесие в р-рах слабых электролитов. Константа диссоциации. Связь Кд и α.
- •Вопрос № 14. Теория кислот и оснований Бренстеда. Ее основные положения.
- •Вопрос № 15. Основные представления теории сильных электролитов. Истинная и кажущаяся степень диссоциации в р-рах сильных электролитов. Активность. Коэффициент активности.
- •Вопрос № 16. Обменные р-ции м-у ионами в р-ре. Условия протекания обменных реакций.
- •Вопрос № 17. Диссоциация воды. Константа диссоциации воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •Вопрос № 18. Гидролиз солей. Гидролиз солей по катиону и аниону. Механизм гидролиза. Константа гидролиза.
- •Вопрос № 21. Электродный потенциал и его определяющие факторы. Уравнение Нернста.
- •Вопрос № 22. Электрохимический рад напряжения (активности) Ме. Положение Ме в ряду и хим активность Ме.
- •Вопрос № 23. Окислительно-восстановительные потенциалы и направления протекания овр. Соотношение м-у величинами разности окислительно-восстановительных потенциалов и изменением энергии Гиббса.
- •Вопрос № 24. Подбор окислителей и восстановителей с учетом стандартных окислительно-восстановительных потенциалов.
- •Вопрос № 25. Составление уравнений овр. Подбор коэффициентов: ионно-электронный м-д (м-д полуреакций):
Вопрос № 21. Электродный потенциал и его определяющие факторы. Уравнение Нернста.
При погружении металлического стержня в р-р происходит переход положительно заряженных ионов металла в р-р. В металле остаются избыточные свободные электроны, т.е. на границе раздела 2-х фаз возникает двойной электродный слой, электрическое поле в к-ом препятствует дальнейшему растворению металла в воде. В результате нарушения условия электронейтральности и возникновения на границе раздела разности потенциалов ионы металла в растворе не диффундируют в его объем, а скапливаются в тонком приповерхностном слое раствора. Образующийся раствор, состоящий из гидратированных катионов металла (поверхностный р-р), является практически двумерным образованием и концентрация этого р-ра может достигать значительной величины при общей малой растворимости металлов в воде. Для всех металлов, погруженных в воду, характерен одинаковый механизм образования двойного электрического слоя: металлический электрод заряжается отрицательно, а в поверхностном растворе концентрируются гидротированные положительные ионы металла.
Величина скачка потенциала прежде всего определяется природой металла. Поэтому для сравнения электродных потенциалов необходимо выбрать некоторые стандартные условия. Обычно сравнение производят при стандартной температуре 25С (298 К), давлении 1,013-105 Па и в растворе с активностью одноименного иона, равной единице (в 1М растворе). Абсолютное значение электродного потенциала измерить невозможно, поскольку введение любых измерительных зондов неизбежно приводит к появлению новой контактной разности потенциалов. В связи с этим измеряют разность потенциалов между данным электродом и некоторым электродом сравнения, потенциал которого условно принимают равным нулю.
Очевидно, что чем выше концентрация соли в растворе, тем меньшей должна быть величина скачка потенциала на границе металл — раствор. Таким образом, она зависит от концентрации раствора. Кроме того, эта величина зависит от температуры. Данная зависимость выражается уравнением Нернста:
Е = Е + (RT/nF)*ln(c/c), где Е - ЭДС элемента при стандартных условиях n – число эл-нов, принимаемых или отдаваемых в-вом, F = 96485 Кл/моль – постоянная Фарадея при с = c (стандартные условия) электродный потенциал = стандартному потенциалу Е = Е. При росте конценрации по сравнению со стандартной (с > c) электродный потенциал увеличивается (становится более положительным). Также действует и увеличение температуры. При с < c ln(c/c)<0 и электродный потенциал становится меньше стандартного значения.
Вопрос № 22. Электрохимический рад напряжения (активности) Ме. Положение Ме в ряду и хим активность Ме.
В качестве стандартного электрода сравнения используют так называемый стандартный водородный электрод. Электрод изготавливают из губчатой платины с сильно развитой поверхностью (платиновая чернь) и погружают в раствор кислоты с активностью ионов водорода, равной 1 моль/л. Ч-з раствор пропускают газообразный водород под давлением 1,013*105 Па, к-ый адсорбируется платиной. Электродные потенциалы, измеренные по отношению к водородному электроду в стандартных условиях, называются стандартными электродными потенциалами. В зависимости от величины и знака стандартного электродного потенциала все металлы можно расположить в ряд стандартных электродных потенциалов, который фактически представляет собой ряд активности, эмпирически установленный Н.Н.Бекетовым по взаимному вытеснению металлов.
Cs Li Rb К Ba Sr Ca Na La Mg Be Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Cu Ag Pd Hg Pt Au
На основании ряда стандартных электродных потенциалов можно сделать два практически важных заключения: 1) металлы, обладающие более отрицательным электродным потенциалом, способны вытеснять менее активные металлы (с более положительным потенциалом) из водных растворов их солей. Например, взаимодействие Zn + Сu2+ → Сu + Zn2+ протекает только слева направо. Обратная реакция практически невозможна; 2) металлы, выступающие в качестве отрицательного электрода по отношению к водородному, вытесняют водород из кислот, металлы с более положительным электродным потенциалом не обладают этим свойством.
Литий – самый сильный восстановитель и самый слабый окислитель.