- •Предмет и основные понятия химической кинетики (система; фаза; процессы и их классификация; скорость и факторы, влияющие на скорость гомогенных и гетерогенных реакций).
- •Зависимость скорости химических реакций от концентраций (парциальных давлений) реагирующих веществ. Закон действия масс, константа скорости.
- •3. Влияние температуры на скорость химических реакций: правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса.
- •Энергия активации, энергетические диаграммы реакций. Влияние катализаторов на скорость реакций.
- •5. Химическое равновесие: кинетическое условие равновесия, факторы, влияющие на его состояние. Смещение равновесия (принцип Ле Шателье).
- •6. Константа химического равновесия (вывод; Кс, Кр, их взаимосвязь).
- •7. Зависимость констант скорости и химического равновесия от температуры. Уравнение изобары химической реакции.
- •8. Предмет, задачи, основные понятия и определения химической термодинамики (системы, параметры, функции).
- •9. Первый закон термодинамики; внутренняя энергия, энтальпия.
- •10. Применение первого закона термодинамики к изохорным и изобарным процессам. Тепловые эффекты химических реакций. Стандартные энтальпии образования веществ.
- •11. Законы термохимии (Гесса, Лавуазье–Лапласа). Расчет энергетических эффектов физико-химических процессов. Уравнение Кирхгофа.
- •12. Второй закон термодинамики. Энтропия (физический смысл; факторы, влияющие на величину энтропии). Изменение энтропии в различных физико-химических процессах.
- •13. Объединенное уравнение первого и второго законов термодинамики. Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца.
- •14. Термодинамические критерии (энтальпийный и энтропийный факторы) возможности и направленности физико-химических процессов.
- •15. Термодинамическое условие состояние равновесия. Взаимосвязь свободной энергии Гиббса и константы равновесия. Уравнения изотермы и изобары химической реакции.
- •17. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Кислоты, основания, соли в свете теории электролитической диссоциации.
- •18. Количественные характеристики растворов электролитов: степень и константа диссоциации; классификация электролитов. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты
- •19. Сильные электролиты: активность ионов, коэффициент активности. Определение концентрации и активности ионов в растворах сильных электролитов.
- •20. Слабые электролиты: смещение равновесия в растворах слабых электролитов; степень и константа диссоциации, закон разбавления Оствальда.
- •21. Ионное произведение воды. Водородный (рН) и гидроксильный (рОн) показатели; их роль в различных физико–химических процессах.
- •22. Реакции обмена и гидролиза в растворах электролитов (ионно-молекулярные уравнения); степень и константа гидролиза.
- •23. Определение рН среды при гидролизе солей: по катиону, по аниону, по катиону и аниону.
- •24. Окислительно-восстановительные реакции: степень окисления; основные окислители и восстановители; способы составления уравнений овр (метод электродного баланса, электронно-ионный метод).
- •25. Электрохимические процессы и системы. Электродный потенциал и механизм его возникновения (двойной электрический слой). Условие протекания электрохимических окислительно-восстановительных реакций.
- •26. Электрод сравнения – водородный электрод. Определение величин стандартных электродных потенциалов. Электрохимический ряд напряжений.
- •27. Электроды 1-го рода (металлические и газовые). Расчет равновесных электродных потенциалов, уравнение Нернста.
- •28. Гальванические элементы: принцип действия, виды, основные характеристики (эдс, а мах, Кр , ∆g).
- •29. Химические и концентрационные гальванические элементы (схемы, уравнения электродных реакций, характеристики).
- •30. Явление поляризации и способы деполяризации в гальванических элементах.
- •31. Элемент Вольта (принцип действия, уравнения электродных реакций, эдс).
- •32. Общие закономерности процессов электролиза; факторы, определяющие характер и скорость электродных реакций.
- •33. Электролиз растворов и расплавов электролитов на инертных и активных электродах.
- •34. Поляризация и перенапряжение при электролизе. Эдс разложения.
- •35. Количественные законы электролиза – законы Фарадея (первый, второй, объединенный). Выход по току.
- •36. Химические источники тока: первичные, периодического действия (аккумуляторы), топливные элементы.
- •37. Применение процессов электролиза в технике (электрометаллургия, гальванотехника, оксидирование, электрорафинирование, хемотроника и др.).
- •38. Коррозия металлов: химическая и электрохимическая (общая характеристика, механизм протекания).
- •39. Электрохимическая коррозия металлов (причины и условия возникновения, механизм).
- •40. Коррозия с водородной и кислородной деполяризацией (условия протекания, способы замедления).
- •41. Электрохимическое и термодинамическое условия протекания коррозии, влияние вторичных продуктов коррозии на ее скорость.
- •42. Химические и электрохимические методы защиты металлов от коррозии (легирование, покрытия, протекторная и катодная защита).
- •43. Основные положения квантовой теории строения атома. Квантовые числа.
- •44. Электронные конфигурации атомов. Принцип Паули, правило Гунда. Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.
- •45. Структура многоэлектронных атомов. Принцип наименьшей энергии, правила Клечковского.
- •46. Общие положения теории химической связи (природа, условия образования, параметры). Ковалентная связь: способы образования, свойства.
- •47. Виды химической связи (ионная, металлическая, водородная) и их основные характеристики.
- •48. Металлы и их общая характеристика: химическая связь и структура, физические свойства, способы получения металлов.
- •49. Общие химические свойства металлов: взаимодействие с элементарными и сложными окислителями.
- •50. Элементарные полупроводники (положение в периодической системе элементов, общая характеристика); кремний и германий (нахождение в природе, способы получения, физические и химические свойства).
41. Электрохимическое и термодинамическое условия протекания коррозии, влияние вторичных продуктов коррозии на ее скорость.
Условия самопроизвольного протекания коррозии:
Электрохимическое – φк> φа или Е>0,
Термодинамическое – ΔG=-nFE<0.
Скорость электрохимической коррозии зависит также от характера продуктов коррозии. В кислых средах вторичные продукты коррозии хорошо растворимы, что способствует увеличению скорости коррозии. В щелочной и нейтральной средах могут образовываться основные гидр оксиды, например Fe(OH)2 или Fe(OH)3, которые труднорастворимы в указанных условиях и частично тормозят коррозию. Поэтому для металлов, образующих такие соединения, более опасной является кислая среда.
Для амфотерных металлов (Al, Zn, Cr, Sn и др.) опасна как кислая, так и щелочная среда, так как их гидроксиды хорошо растворимы в кислой и щелочной средах и нерастворимы только в нейтральной среде.
42. Химические и электрохимические методы защиты металлов от коррозии (легирование, покрытия, протекторная и катодная защита).
1. Окраска, покрытие специальными лаками и эмалями.
2. Химические покрытия - искусственно создаваемые поверхностные пленки различного состава. Образование на поверхности металлических изделий оксидных пленок называется оксидированием.
Электрохимическое оксидирование алюминия называется анодированием. Алюминиевое изделие выполняет роль анода в электролизной системе. В качестве электролита используется раствор серной кислоты (или НСООН, Н3ВО3). Катодом может быть металл, не взаимодействующий с раствором электролита, например свинец.
3. Металлические покрытия (анодные и катодные).
Анодными покрытиями называются покрытия, потенциалы которых в данных условиях имеют более отрицательные значения, чем защищаемый металл (φпокр< φМе) - Это наиболее надежный вид покрытия, так как при нарушении целостности покрытия возникает гальванический элемент, в котором будет корродировать покрытие, являясь анодом. Основной (защищаемый) металл разрушаться не будет, так как начнет выполнять роль катода, и на нем будут идти восстановительные процессы.
Катодными покрытиями называются покрытия, потенциалы которых имеют более положительные значения по отношению к защищаемому металлу(φпокр> φМе) - Этот вид покрытия сохраняет свою защитную функцию только в случае бездефектности покрытия. При повреждении такого покрытия в образующемся коррозионном элементе анодом будет основной металл, что приведет к его растворению.
4. Электрохимическая защита.
Электрохимические способы защиты (протекторная и катодная) наиболее эффективны против почвенной коррозии, коррозии в агрессивных химических средах, морской воде. Защита от коррозии достигается тем, что защищаемая конструкция становится катодом в электрохимической системе.
Протекторная зашита заключается в образовании макрогальванической пары, в которой защищаемый металл играет роль катода, анодному разрушению подвергается вспомогательный электрод (протектор) - более активный металл или сплав. В качестве протектора используют металлы с низким потенциалом: магний, алюминий, цинк, их сплавы. Протекторы наклепывают (припаивают) или соединяют металлическим проводником с защищаемой конструкцией. Эффективность протекторной защиты зависит от электрической проводимости среды, разности потенциалов между протектором и защищаемой конструкцией и от способа размещения протектора.
Катодная защита (электрозащита) но своей сути сводится к процессу электролиза водного раствора электролита (подземные почвенные воды, морская вода), в котором эксплуатируется защищаемая конструкция (подземные трубопроводы, водные резервуары, кабели, корпус судна, морские трубопроводы и т. д.). Защищаемую конструкцию подсоединяют к отрицательному полюсу внешнего источника тока (катод), а другой металл (любой но активности, обычно металлолом)- к положительному полюсу (анод). При этом в образующейся электролизной системе разрушению (окислению) подвергаются вспомогательный электрод, на защищаемом сооружении протекают восстановительные процессы.
Легирование — это введение в расплав дополнительных элементов, модифицирующих механические, физические и химические свойства основного материала.