- •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).
13. Объединенное уравнение первого и второго законов термодинамики. Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца.
Направление, в котором самопроизвольно протекает физико-химический процесс, определяется совместным действием двух противоположных факторов: стремлением системы к переходу в состояние, характеризующееся минимальной внутренней энергией и энтальпией; стремлением системы к увеличению беспорядка. Функцией системы, учитывающей действие двух названных факторов является изобарно-изотермический потенциал (свободная энергия Гиббса) и изохорно-изотермический потенциал (свободная энергия Гельмгольца). Свободная энергия Гиббса характеризует процессы, протекающие при P,T – const. Запишем выражение объединяющее первый и второй законы термодинамики: 1) для изохорных процессов V=const (I) (II) ; . F – свободная энергия Гельмгольца. . 2) для изобарных процессов p=const (I) (II) ; G – свободная энергия Гиббса . Т.к. максимально полезная работа совершается системой только в ходе самопроизвольного процесса, то условиями их самопроизвольного протекания являются выполнения неравенства: V=const, (4) Чем меньше величины и , тем более реакционноспособна система, тем глубже протекает процесс в прямом направлении. Если или процесс не возможен в прямом, но возможен в обратном направлении. Неравенства (3) и (4) определяют принципиальную термодинамическую вероятность протекания процессов.
14. Термодинамические критерии (энтальпийный и энтропийный факторы) возможности и направленности физико-химических процессов.
Возможность и направление самопроизвольных процессов определяется действием двух противоположных факторов: Энтальпийный фактор. Стремление системы к более устойчивому (упорядоченному) состоянию с min внутренней энергией (при V = const) или min энтальпией (при p = const); Энтропийный фактор. Стремление системы к наиболее вероятному состоянию с большим беспорядком в расположении частиц. Для определения практической осуществимости процесса необходимо учитывать кинетические закономерности. Характер изменения (энтальпия и энтропия) позволяет определить температурный режим процесс в закрытых системах при p = const. 1) . Неравенство не выполняется при любых T, процесс ТД-ски невозможен. 2) Неравенство выполняется при любых значениях Т, процесс ТД-ски возможен. 3) Неравенство Благоприятным является низкотемпературный режим процесса. 4) . Неравенство выполняется, если . Благоприятным является высокотемпературный режим процесса.
15. Термодинамическое условие состояние равновесия. Взаимосвязь свободной энергии Гиббса и константы равновесия. Уравнения изотермы и изобары химической реакции.
Термодинамическим условием наступления равновесия является выполнение равенств ; В данное состояние система приходит в результате самопроизвольного процесса. Состояние сохраняется при неизменных условиях его наступления. ; Зависимостью и можно пренебречь в незначительном интервале Т . Связь между и возражает уравнение изотермы х.р. (*) ; Выполняется для реакции с участием газообразных веществ. Для конденсированных систем ; Для реакций протекающих в разбавленных растворах уравнение (*) можно представить: . . Зависимость . от Т выражается уравнением изобары х.р. (**) ; Для расчетов уравнение используется в виде . (см. тему кинетика) Уравнение получено в результате интегрирования уравнения (**) в интервале от при допущении что .
16. Общая характеристика растворов. Способы выражения концентрации растворов: процентная концентрация (массовая доля), молярность, нормальность (химические эквиваленты веществ). Общая характеристика растворов электролитов. Электролиты – вещества, которые в растворах и расплавах полностью или частично состоят из ионов и проводят электрический ток. К электролитам относятся водные растворы кислот, оснований и солей, а также расплавы многих солей, оснований, оксидов, гидридов s-металлов.
Электропроводность электролитов обусловлена направленным движением ионов в электрическом поле. Растворы (расплавы) электролитов являются ионными проводниками, или проводниками второго рода. (Проводниками первого рода называют проводники с электронным типом проводимости).
Электролитическая диссоциация – процесс распада молекул электролита на ионы. В растворах диссоциация происходит под действием молекул растворителя.
Электролитической диссоциации подвергаются ионные соединения и молекулярные соединения с полярной ковалентной связью в полярных растворителях, среди которых важнейшим является вода. При электролитической диссоциации в воде ионы гидратированы, т.е. окружены оболочкой из молекул воды, свободные ионы в водных растворах отсутствуют. Уравнения электролитической диссоциации обычно записываются в упрощенной форме без указания гидратной оболочки.
Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы: положительно заряженные – катионы (Na+, Al3+, Cu2+) и отрицательно заряженные – анионы ( , , ). При этом раствор остается в целом электронейтральным: алгебраическая сумма зарядов ионов равняется нулю.
С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называются вещества, которые диссоциируют в воде на ионы водорода , основаниями – вещества, диссоциирующие на гидроксид-ионы , солями – соединения, образующие при диссоциации катионы металлов и анионы кислотных остатков.
Способы выражения концентрации растворов
Важной характеристикой растворов электролитов является их концентрация – содержание растворенного вещества в определенном объеме (массе) раствора или растворителя. Наиболее часто используют следующие способы выражения концентрации растворов:
а) массовая доля (), выраженная в долях от 0 до 1 – отношение массы растворенного вещества (m', г) к массе раствора (m, г):
|
|
Массовая доля растворенного вещества, выраженная в процентах (процентная концентрация) – масса растворенного вещества в 100 г раствора.
Например: 15 %-ный водный раствор хлорида натрия состоит из 15 г NaCl и 85 г H2O;
б) молярная концентрация, или молярность (СМ или М), – число молей растворенного вещества в 1 л раствора:
|
|
где – количество вещества, моль; М – мольная масса растворенного вещества, г/моль; V – объем раствора, л.
Например: 2 М раствор H2SO4 содержит в 1 л раствора 2 моля Н2SO4, или 2 98 = 196 г ( = 98 г/моль);
в) эквивалентная концентрация, или нормальность (Сн или н) – число эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора:
, |
|
где Э – эквивалентная масса растворенного вещества, г/моль; nЭ – число моль эквивалентов.
Примечание. Эквивалент элемента (Э) – такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или ½ моля атомов кислорода. Масса одного эквивалента, выраженная в граммах, называется эквивалентной массой. Эквивалент выражается в молях, эквивалентная масса – в граммах на моль.
Эквивалент водорода равен 1 молю его атомов, а эквивалентная масса равна 1 г/моль.
Эквивалент кислорода равен ½ моля его атомов, а эквивалентная масса равна 8 г/моль.
Эквивалент и эквивалентную массу простого вещества можно рассчитать по формуле
|
|
где М – мольная масса атомов, г/моль; В – валентность.
Например: ЭСа = 40/2 = 20 г/моль, или ½ моль его атомов.
Эквивалентные массы сложных веществ (кислот, оснований, солей) определяются из соотношений:
ЭКИСЛОТЫ = ; ЭОСНОВАНИЯ = ; ЭСОЛИ = , |
|
где МКИСЛОТЫ, МОСНОВАНИЯ, МСОЛИ – мольные массы соответственно кислоты, основания, соли, г/моль; , – число ионов водорода (гидроксильных групп), вступивших в реакцию; ВМе – валентность металла; nМе – число атомов металла в молекуле соли.
Например: 2 н раствор H2SO4 содержит в 1 л раствора 2 Э Н2SO4, или 2 (98/2) = 98 г (98/2 – эквивалентная масса Н2SO4).