- •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.
58. Коррозия металлов в растворах солей.
1. Взаимодействие металлов с водными растворами солей представляет собой окислительно-восстановительный процесс. Самые активные щёлочные и щёлочноземельные металлы будут взаимодействовать в растворе любой соли прежде всего с водой как окислителем с образованием соответствующего гидроксида и молекулярного воздуха. Металлы менее активные будут окисляться или катионом растворенной соли, или водой слабощёлочном растворе соли, у которой гидрализуется анион.
2. Взаимодействие металлов с катионом растворённой соли характерно для металлов, контактирующих с раствором соли малоактивного металла, катион которого является достаточно сильным окислителем для растворяемого металла.
3. В случает солей, образованных катионами металлов средней активности более активные металлы не только вытесняют менее активные из растворов их солей, но и довольно заметно реагируют с их кислотами, образующимися при их гидролизе.
59. Применение электролиза в промышленности.
Важнейшее применение электролиз находит в металлургической и химической промышленности и в гальватотехнике.
В металлургической промышленности электролизом расплавленных соединений и водных растворов получают металлы, а также производят электролитическое рафинирование – очистку металлов от вредных примесей и извлечение ценных компонентов.
Электролизом расплавов получают металлы, имеющие сильно отрицательные электродные потенциалы, и некоторые их сплавы.
К гальванотехнике относятся гальваностегия и гальванопластика. Процессы гальваностегии представляют собой нанесение путем электролиза на поверхность металлических изделий слоев других металлов для предохранения от коррозии, для придания поверхности твердости, в декоративных целях. Важнейшими являются процессы хромирования, цинкования и никелерования.
Гальванопластикой называется процесс получения точных металлических копий с рельефных предметов электроосаждением металла.
60. Электрохимическая коррозия металлов. Основные виды электрохимической коррозии. Процессы на электродах.
Два контактирующих между собой металлических предмета, обладающих разными электрохимическими свойствами, находясь в растворе электролита образуют гальваническую пару, которая не используется как источник электрического тока. Более активный металл этой пары подвергается анодному разрушению. Этот процесс называется электрохимической коррозией.
Виды электрохимической коррозии:
Контактная – возникает при контакте двух различных металлов
Связанная с неодинаковой механической обработкой металла – в присутствии электролита деформированные участки будут подвергаться электрохимической коррозии.
Коррозия при неравномерной аэрации – наблюдается, когда деталь или конструкция находится в растворе, но доступ растворенного кислорода к различным частям неодинаков.
Упорядоченное движение ионовв проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создаётся электродами — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии.Катодомпри электролизе называется отрицательный электрод,анодом— положительный. Положительные ионы —катионы(ионыметаллов,водородныеионы, ионыаммонияи др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы —анионы(ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду.
Реакции, происходящие при электролизе, на электродах называются вторичными.