ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 1

1. Окислительно-восстановительные реакции. Основные окислители и восстановители.

Составление окислительно-восстановительных уравнений.

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

3. Нормальный водородный электрод. Электроды сравнения. Измерение электродных потенциалов.

4. Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций. Указать окислитель и восстановитель.

5. Сколько соли и воды надо взять для приготовления раствора?

Ответы:

1 Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР) — это химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

Окислитель – атом или ион, принимающий электроны. Восстановитель – атом или ион, отдающий электроны.

Их виды:

а) Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н₂S + Cl₂ → S + 2HCl

б)Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

в) Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых атомы с промежуточной степенью окисления превращаются в эквимолярную смесь атомов с более высокой и более низкой степенями окисления, например:

Cl₂ + H₂O → HClO + HCl

г) Репропорционирование (контрпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

Пределы окисления и восстановления элемента выражаются максимальным и минимальным значениями степеней окисления. В этих крайних состояниях, определяемых положением в таблице Менделеева, элемент имеет возможность проявить только одну функцию – окислителя или восстановителя. Соответственно и вещества, содержащие элементы в этих степенях окисления, являются только окислителями (HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, KMnO₄, K₂Cr₂O₇ и др.) или только восстановителями (NH₃, H₂S, галогеноводороды, Na₂S₂O₃ и др.). Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями (HClO, H₂O₂, H₂SO₃ и др.).

Метод полуреакций

Метод основан на составлении ионных уравнений отдельно для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение.

Метод электронного баланса.

В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на основе известных свойств элементов.

2 Мерой вероятности благопр. соударений явл-ся энтропия активации.

Энтропия активации рассматривается как разность энтропии переходного состояния и основного состояния реагентов.

Для того, чтобы активные мол-ы прореагировали при соударении оно должно быть пространственно благоприятным.

Уравнение Аррениуса имеет вид

K=Z*p*e^–E*/RT

Здесь Z – число всех соударений, p – доля соударений, благоприятных в пространственном отношении (принимает значения от 0 до 10^-9), e^–E*/RT– доля активных, т. е. благоприятных в энергетическом отношении соударений.

Размерность константы скорости получается из соотношения

[K]=[V]/[cⁿ]

Анализируя данные выражения - приходим к выводу, что существуют две принципиальные возможности ускорения реакции:

а) увеличение температуры,

б) снижение энергии активации.

3 (Уточнить) Необходимость использования электродов сравнения обусловлена невозможностью измерения абс. величины потенциала отдельного электрода. В качестве электрода сравнения может служить любой электрод в термодинамически равновесном состоянии, удовлетворяющий требованиям воспроизводимости, постоянства во времени всех характеристик и относит, простоты изготовления. Для водных электролитов наиб, часто применяют в качестве электродов сравнения водородный, каломельный, галогеносеребряные, оксидно-ртутный и хингидронный электроды.

В одородный электрод сравнения представляет собой кусочек платиновой фольги или сетки, покрытый слоем электролитич. Pt и погруженный частично в р-р, через к-рый пропускают Н2. При адсорбции на электроде образуются адсорбир. атомы Надс. Электродные р-ции на водородном электроде сравнения описываются ур-ниями: Н₂ → 2Надс → 2Н+ + 2е (е - электрон).

Водородный электрод при давлении водорода рН2 равном 1 атм (1,01 х 105 Па), термодинамич. активности ионов водорода в р-ре аН+, равной 1, наз. стандартным водородным электродом, а его потенциал условно принимают равным нулю. Потенциалы других электродов, отнесенные к стандартному водородному электроду, составляют шкалу стандартных электродных потенциалов (см. Стандартный потенциал). Для водородного электрода сравнения Нернста уравнение записывается в виде:

E= (RT/F)lna_H+ - (RT/2F)lnp_H2

где Т - абс. т-ра; F - постоянная Фарадея; R - газовая постоянная. При рН2 = 1 атм электродный потенциал

E= (RT/F)lna_H+= -2,303(RT/F)pH

Электро́дный потенциа́л — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).

Практическое значение имеют относительные электродные потенциалы, обычно называемые просто электродные потенциалы, представляющие собой разность электродных потенциалов рассматриваемого электрода и электрода сравнения — чаще всего нормального водородного электрода, электродный потенциал которого условно принимается равным нулю (для водных систем)..

Стандартный электродный потенциал-это потенциал электрода при стандартных условиях, его обозначают символом Е. Если электроды (например, металлические электроды 1-го рода) расположить в порядке возрастания потенциала, то мы получим таблицу, называемую рядом стандартных электродных потенциалов.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 2

1. Основные химические понятия: атом, молекула, эквивалент, моль, валентность. Основные законы химии: постоянства состава, кратных отношений, эквивалентов, Авогадро.

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

3. Коррозия металлов. Химическая и электрохимическая коррозия. Методы защиты от коррозии.

4. Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций. Указать окислитель и восстановитель.

5. Сколько соли и воды надо взять для приготовления раствора?

1. Атом - наименьшая ч-ца элем-та в хим соединениях (- электронейтральная ч-ца, состоящая из(+) заряженного ядра из (-) зар-ых электронов)

Молекула – наименьшая ч-ца в-ва обладающая его хим свойствами(определение Х1Х века) (- наименьшая электронейтральная замкнутая совокупность атомов, образующих опред структуру с помощью хим сое-й (совр-е определение)

Моль – кол-во в-ва, которое содержит столько же частиц (молекул, ионов, электронов), ск-ко атомвов углерода сод-ся в 12 г изотопа ¹²С.

Валентность – число хим связей, образ-ных данным атомом в соединении.

Эквивалент – такое кол-во элемента, которое соединяется с 1 молем атомов Н₂ или то же кол-во атомов Н₂ в хим р-ях.

Закон постоянства состава: Все индивидуальные в-ва имеют постоянный качественный и количественный состав, независимо от способа их получения

З-н кратных отношений: если два вещества (простых или сложных) образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как целые числа, обычно небольшие.

З-н Авогадро: В равных V-ах любых газов при постоянных t-ре и давлении содержит-ся одинаковое число молекул.

З-ны эквивалентов: отношения масс вступающих в химическое взаимодействие веществ равны или кратны их эквивалентам химическим.

2. ОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ (равновесные), хим. реакции, к-рые при одних условиях t°, давления и концентрации протекают в одном направлении, а при изменении этих условий—в обратном направлении

Признаки необратимости:

Об-ся малораств-е соед-я BaСl₂+Na₂SO₄=↓BaSO₄+2NaCl ; Ba₂₊+SO^2-₄=↓BaSO₄

Об-ся слабый электролит (малораст) HNO₃+KOH=KNO₃+H₂O ;H⁺+OH^-=H₂O

Летучие соед-я Нa₂S+H₂SO₄=H₂S↑+Na₂SO₄ ; S^2-+2H=H₂S↑

Прочный комплекс 4KJ+Hg(NO₃)₂=K₂[H₂J₄]+2KNO₃ ; 4J^-+Hg²⁺=[HgJ₄]^2-

Равновесие химическое, состояние системы, в которой обратимо протекает одна или несколько реакций химических, причём для каждой из них скорости прямой и обратной реакций равны, вследствие чего состав системы остаётся постоянным, пока сохраняются условия её существования. В простейшем случае, когда система гомогенна и в ней протекает обратимая химическая реакция

А + В С + D, (V₁= V₂)

V₁= k1[A][B],

V₂= k2[C][D]

где k1 и k2 — соответствующие константы скоростей при данных условиях.

Из равенства u1 = u2 следует, что

([C][D]) /([A][B]) = k1/ k2=K,

где [С], [D], [А] и [В] — равновесные концентрации реагентов, а К — константа равновесия, зависящая для каждой обратимой реакции от внешних условий.

Конста́нта равнове́сия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями, концентрациями или фугитивностями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.

Принцип Ле Шателье— если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-нибудь из условий (температура, давление, концентрация), то равновесие смещается таким образом, чтобы компенсировать изменение.

Например для реакции Aг+Bг=Cг +Q

Увеличение давления будет смещать химическое равновесие в сторону уменьшения объема, то есть вправо

Увеличение концентрации веществ A или B будет смещать равновесие в сторону образования вещества С

Эта реакция экзотермическая, поэтому при повышении температуры равновесие сместится в сторону исходных веществ; при охлаждении реакционной смеси - в сторону прямой реакции.

3 Под коррозией (от лат. corrosio — разъедание) понимают происходящее на поверхности электрохимическое или химическое разрушение металлического материала. Наиболее часто при коррозии металл окисляется с образованием ионов металла, которые при дальнейших превращениях дают различные продукты коррозии. Пример — кислородная коррозия железа в воде: 4Fe + 6Н2О + ЗО2 = 4Fe(OH)3 (ржавчина)

Различают химическую и электрохимическую коррозию металлов.

Химическая коррозия

Химическая коррозия — взаимодействие поверхности металла с (коррозионно-активной) средой, не сопровождающееся возникновением электрохимических процессов на границе фаз. В этом случае взаимодействия окисление металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают в одном акте. Например, образование окалины при взаимодействии материалов на основе железа при высокой температуре с кислородом:

4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

При электрохимической коррозии ионизация атомов металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают не в одном акте и их скорости зависят от электродного потенциала металла (например, ржавление стали в морской воде).

Электрохимическая коррозия

Разрушение металла под воздействием возникающих в коррозионной среде гальванических элементов называют электрохимической коррозией. При электрохимической коррозии (наиболее частая форма коррозии) всегда требуется наличие электролита (Конденсат, дождевая вода и т. д.), с которым соприкасаются электроды - либо различные элементы структуры материала, либо два различных соприкасающихся материала с различающимися окислительно-восстановительными потенциалами. Если в воде растворены ионы солей, кислот, или т.п., электропроводность ее повышается, и скорость процесса увеличивается.

При соприкосновении двух металлов с различными окислительно-восстановительными потенциалами и погружении их в раствор электролита, например, дождевой воды с растворенным углекислым газом CO2, образуется гальванический элемент, так называемый коррозионный элемент. Он представляет собой не что иное, как замкнутую гальваническую ячейку. В ней происходит медленное растворение металлического материала с более низким окислительно-восстановительным потенциалом; второй электрод в паре, как правило, не корродирует. Этот вид коррозии особо присущ металлам с высокими отрицательными потенциалами. Так, совсем небольшого количества примеси на поверхности металла с большим редокспотенциалом уже достаточно для возникновения коррозионного элемента. Особо подвержены риску места соприкосновения металлов с различными потенциалами, например, сварочные швы или заклёпки.

Обычно выделяют три направления методов защиты от коррозии:

1 Конструкционный (нержавеющие стали, кортеновские стали, цветные металлы.)

2 Активный (изменение структуры двойного электрического слоя, использование жертвенного анода, более активного материала, который будет разрушаться, предохраняя защищаемое изделие)

3 Пассивный (нанесение какого-либо покрытия, которое препятствует образованию коррозионного элемента (оцинковка, лужение- олово или цинк имеют более отрицательный потенциал, чем железо, поэтому в такой паре железо восстанавливается, а олово или цинк должны корродировать.))

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 3

1. Общие понятия о растворах. Физическая и химическая теории растворов. Эффекты при растворении.

2. Кинетика и равновесие в гетерогенных системах.

3. Коррозия водная, кислотная, атмосферная.

4. Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций. Укажите окислитель и восстановитель.