- •1.Основные законы химии
- •3.Закон эквивалентов. Эквивалент элементов и соединений.
- •4. Классы неорганических соединений.
- •5. Модель строения атома Резерфорда.
- •7.Принцип квантовой механики: Дискретность энергии, корпускулярно-волновой дуализм, принципы неопределенности Гейзенберга.
- •13. Периодический закон д.И. Менделеева. Периодичность в изменении различных свойств элементов (потенциал ионизации, сродство к электрону, атомные радиусы и т.Д.)
- •14. Сходство и различие химических свойств элементов главных и побочных подгрупп в связи с электронным строением атома.
- •15. Химическая связь. Виды химической связи. Энергетические и геометрические характеристики связи
- •16. Природа химической связи. Энергетические эффекты в процессе образования химической связи
- •17. Основные положения метода вс. Обменный и донорно- акцепторный механизмы образования ковалентной связи
- •18. Валентные возможности атомов элементов в основном и в возбужденном состоянии
- •20. Насыщаемость ковалентной связи. Понятие валентности.
- •21. Полярность ковалентной связи. Теория гибридизации. Виды гибридизации. Примеры.
- •22. Полярность ковалентной связи. Дипольный момент.
- •23. Достоинства и недостатки метода вс.
- •24. Метод молекулярных орбиталей. Основные понятия.
- •26. Ионная связь как предельный случай ковалентной полярной связи. Свойства ионной связи. Основные виды кристаллических решеток для соединений с ионной связью.
- •27. Металлическая связь. Особенности. Элементы зонной теории для объяснения особенностей металлической связи.
- •28. Межмолекулярное взаимодействие. Ориентационный, индукционный и дисперсионный эффекты.
- •29. Водородная связь.
- •30. Основные типы кристаллических решеток. Особенности каждого типа.
- •31. Законы термохимии. Следствия из законов Гесса.
- •32. Понятие о внутренней энергии системы, энтальпии и энтропии
- •33. Энергия Гиббса, ее взаимосвязь с энтальпией и энтропией. Изменение энергии Гиббса в самопроизвольно протекающих процессах.
- •34. Скорость химических реакций. Закон действия масс для гомогенных и гетерогенных реакций. Сущность константы скорости. Порядок и молекулярность реакции.
- •35. Факторы, влияющие на скорость химической реакции
- •36. Влияние температуры на скорость химических реакций. Правило Вант- Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
- •37. Особенности протекания гетерогенных реакций. Влияние диффузии и степень дискретности вещества.
- •38. Влияние катализатора на скорость химических реакций. Причины влияния катализатора.
- •39. Обратимые процессы. Химическое равновесие. Константа равновесия.
- •41. Определение раствора. Физико-химические процессы при образовании растворов. Изменение энтальпии и энтропии при растворении.
- •42. Способы выражения концентрации растворов.
- •43. Закон Рауля
- •44. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
- •45. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент.
- •47. Реакция в растворах электролитов, их направленность. Смещение ионных равновесий.
- •48. Ионное произведение воды. Водородный показатель как химическая характеристика раствора.
- •49. Гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости
- •50. Гидролиз солей, его зависимость от температуры, разбавления и природы солей (три типичных случая). Константа гидролиза. Практическое значение в процессах коррозии металла.
- •51. Химическое равновесие на границе металл-раствор. Двойной электрический слой. Скачок потенциала. Водородный электрод сравнения. Ряд стандартных электродных потенциалов.
- •52. Зависимость электродного потенциала от природы веществ, температуры и концентрации раствора. Формула Нернста.
- •53. Гальванические элементы. Процессы на электродах. Эдс гальванического элемента.
- •54. Обратимые источники электрической энергии. Кислотные и щелочные аккумуляторы.
- •56. Электролиз растворов и расплавов. Последовательность электродных процессов. Перенапряжение и поляризация.
- •57. Взаимодействие металлов с кислотами и щелочами.
- •58. Коррозия металлов в растворах солей.
- •59. Применение электролиза в промышленности.
- •61. Методы борьбы с коррозией.
51. Химическое равновесие на границе металл-раствор. Двойной электрический слой. Скачок потенциала. Водородный электрод сравнения. Ряд стандартных электродных потенциалов.
Водородный электрод — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Водородный электрод- пластинка или проволока из металла, насыщенная водородом (при атмосферном давлении) и погруженная в водный раствор, содержащий ионы водорода.
Ряд стандартных электродных потенциалов составлен в порядке увеличения алгебраического значения стандартных , электродных потенциалов металлов Е0.
Для всех металлов, погруженных в воду, характерен одинаковый механизм образования двойного электрического слоя: металлический электрод заряжается отрицательно, а в поверхностном растворе концентрируются гидратированные положительные ионы металла. Хотя качественно картина образования двойного электрического слоя одинакова для всех металлов, погруженных в воду, количественно концентрация поверхностного раствора может сильно отличаться для разных металлов.
Если металлический электрод погрузить в раствор его соли, то процессы, протекающие на границе металл — раствор, будут аналогичны. Отличие состоит лишь в том, что для достижения равновесия при образовании двойного электрического слоя требуется меньшее растворение металла, так как частично ионы металла уже присутствуют в растворе его соли.
Чем выше концентрация соли в растворе, тем меньше должна быть величина скачка потенциала на границе металл – раствор. 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 Бекетовым по взаимному вытеснению металлов. На основании этого ряда можно сделать 2 практически важных заключения:
Металлы, обладающие более отрицательным электродным потенциалом, способны вытеснять менее активные металлы из водных растворов их солей.
Металлы с отрицательным по отношению к водороду потенциалом вытесняют его из кислот, а металлы с положительным электродным потенциалом не обладают этим свойством.
Ряд стандартных электродных потенциалов — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциаловφ0, отвечающихполуреакциивосстановления катиона металла Men+: Men+ + nē → Me
Ряд напряжений характеризует сравнительную активностьметаллов вокислительно-восстановительных реакцияхв водных растворах.
52. Зависимость электродного потенциала от природы веществ, температуры и концентрации раствора. Формула Нернста.
Электродный потенциал – разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом. Возникновение обусловлено переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул – ориентационной адсорбцией их.
В результате изучения потенциалов различных электродных процессов установлено, что их величины зависят от следующих 3 факторов:
- от природы веществ – участников электродного процесса; (В зависимости от природы веществ, ЭДС будет меняться).
- от соотношения между концентрациями этих веществ;
- от температуры системы; (стандартная ЭДС, она отвечает случаю равенства единице концентраций всех участвующих веществ, т.е. стандартному изменению свободной энергии реакции ∆G=0).
Уравнение, устанавливающее зависимость электродного потенциала от данных факторов, было выведено немецким химиком Нерстом в 1889 году.
φ=φo + 2,3RT/nF * lg[Ox]/[Red].
φo – стандартный электродный потенциал, т.е. потенциал при концентрации (активности) всех веществ, участвующих в данном электродном процессе, равной единице. Учитывает влияние природы веществ. T – абсолютная температура; R – универсальная газовая постоянная; n – число электронов, принимающих участие в процессе; F – постоянная Фарадея; [Ox] и [Red] – произведения концентраций веществ, участвующих в процессе в окисленной и восстановленной формах.