- •1. Квантовые числа.
- •2.Принцип Паули, правило Гунда, правило Клечковского, принцип наименьшей энергии.
- •5. Химическая связь. Виды химических связей.
- •6. Метод валентных связей. Свойства ковалентной связи. Насыщаемость, направленность, поляризуемость.
- •Метод валентных связей.
- •7. Метод молекулярных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие орбитали. Порядок связи.
- •8.Основные термодинамические понятия: система, параметры и функции состояния. Внутренняя энергия. Энтальпия.
- •10. Закон Гесса. Тепловые эффекты химических реакций. Примеры расчетов.
- •11. Энтропия как функция состояния. Изменение энтропии в химических реакциях.
- •Изменение энтропии.
- •14. Свободная энергия Гиббса. Условия самопроизвольного протекания процессов в изобарно-изотермических условиях.
- •15.Энергия Гельмгольца. Условия самопроизвольного протекания процессов в изохорно-изотермических условиях.
- •16.Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции.
- •17. Константа скорости химической реакции. Простые и сложные реакции. Порядок и молекулярность реакций.
- •Одностадийные реакции.
- •Сложные химические реакции.
- •19. Теория активных молекул. Энергия активации. Теория активированного комплекса.
- •21.Каталитические реакции. Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •22. Условия химического равновесия. Константа химического равновесия для гомогенных и гетерогенных систем.
- •23. Химическое равновесие(см пред).Принцип Ле-Шателье.
- •24.Криоскопия и эбулиоскопия.
- •25. Растворы. Химическое равновесие в растворах электролитов.
- •28. Дисперсные системы. Основные виды дисперсных систем.
- •29. Коллоиды. Строение мицеллы.
- •30. Коагуляция и пептизация. Роль электролитов и пав.
- •31. Окислительно-восстановительные реакции. Направление их протекания . Red-ox потенциалы.
- •32. Скачок потенциала на границе «металл-раствор». Равновесные потенциалы. Стандартные потенциалы. Ряд стандартных электронных потенциалов.
- •33. Теория гальванического элемента. Эдс. Связь эдс с энергией Гиббса.
- •34 .Стандартный водородный электрод. Зависимость потенциала водородного электрода от рН раствора.
- •35. Электроды первого рода. Стандартные электродные потенциалы металлов. Уравнеиние Нернста.
- •Уравнение Нернста.
- •38. Поляризация в гальваническом элементе. Типы поляризации. Причины возникновения и способы ее устранения.
- •39. Электрохимическая коррозия. Коррозия с водородной и кислородной деполяризацией.
- •Коррозия с водородной и кислородной деполяризацией.
- •42. Электролиз. Анодное окисление и катодное восстановление. Последовательность разряда ионов.
- •43. Концентрационная и химическая поляризация. Явление перенапржения. Потенциал разложения электролита.
- •44. Электролиз с растворимым и нерастворимым анодом.
- •45. Методы очистки металлов. Электрохимическое рафинирование.
- •46. Правило фаз Гиббса. Диаграммы состояния одно- и двухкомпонентных систем.
- •47. Элементы термического анализа.
38. Поляризация в гальваническом элементе. Типы поляризации. Причины возникновения и способы ее устранения.
ПОЛЯРИЗАЦИЯ, в электрохимии — отклонение электродного потенциала от равновесного значения при прохождении электрического тока. Причина как нежелательных процессов (повышение расхода энергии при электролизе, уменьшение напряжения, получаемого от гальванических элементов), так и благоприятных явлений (напр., торможение коррозии металлов).Изменение потенциала электрода вследствие изменения концентрации реагентов в приэлектродном слое при прохождении тока называется концентрационной поляризацией. Изменение потенциала, обусловленное замедленностью собственно электрохимических стадий реакций, называется электрохимической поляризацией. Электрохимическое перенапряжение можно снизить применением электродов-катализаторов. Например водородное перенапряжение можно снизить использованием электродов из платины, палладия и металлов группы железа. Электрохимическая поляризация уменьшается с увеличением температуры и концентрации реагента и не зависит от перемешивания раствора. Перенапряжение может быть снижено увеличением площади электродов.
39. Электрохимическая коррозия. Коррозия с водородной и кислородной деполяризацией.
Электрохимическая коррозия является наиболее распространенным типом коррозии металлов. По электрохимическому механизму коррозируют металлы в контакте с растворами электролитов (морская вода, растворы кислот, щелочей, солей). В обычных атмосферных условиях и в земле металлы коррозируют также по электрохимическому механизму, т. к. на их поверхности имеются капли влаги с растворенными компонентами воздуха и земли. Электрохимическая коррозия является гетерогенным и многостадийным процессом. Ее причиной является термодинамическая неустойчивость металлов в данной коррозионной среде. Учение о электрохимической коррозии ставит главный вопрос, вопрос о скорости коррозии и тех факторов, которые влияют на нее. С электрохимической точки зрения коррозия металла это не просто процесс окисления металла, т. к. этот переход должен сопровождаться сопряженно идущим восстановительным процессом. В результате ионизации освобождаются электроны и роль второго восстановительного процесса состоит в их ассимиляции подходящим окислителем (Д), образующим устойчивое соединение. Ионизация и процесс ассимиляции электронов каким либо элементом среды (обычно Н ионы или О) представляет собой электрохимический процесс. В отличии химического, электрохимические процессы контролируются (зависят) не только от концентрации реагирующих веществ, но и, главным образом, зависят от потенциала поверхности металла.
Термодинамика электрохимической коррозии металлов. Стремлением металлов переходить из металлического состояния в ионное для различных металлов различно. Вероятность такого перехода зависит также от природы коррозионной среды. Такую вероятность можно выразить уменьшением свободной энергии при протекании реакции перехода в заданной среде при определенных условиях.
Коррозия-это разрушение металла в результате его физико-химического взаимодействия с окружающей средой.