ТОП 10:

ОВР.Осн. окисл-ли. и восст. Сост-е реакций.



Сколько соли

Сн=mсоли/(mэ*V(л))

 

mэ = M/(n*B) =M/(2*3)=400/6

n-число атомов\ионов

B-валентность(заряд)

 

mсоли = Сн*mэ*V(л)=2*400/6*3=400г

Сколько воды

mH2O=mp-pa-mcoли = pV-400г=1,05г/см3*3000см3 – 400г=2750г (2,75 литра)

\_ (pV)

 

Билет №1.

ОВР.Осн. окисл-ли. и восст. Сост-е реакций.

ОВР– реакции в результате которых изменяется степень окисления элементов. Элемент, который отдаёт e, окисляется и является восстановителем, а эл.кот.принимает e – восстанавливается и является окислителем.

Уравнение ОВР:

Определить элементы, имеющие степень окисления.

Составить уравнение электронного баланса, указать ок-ль и вос-ль.

Расставить коэф.в соед.,содержащих ок-ль или восс-ль.

Уравнять металл, неметалл, водород.

Проверить правильность коэф.: число кислорода в левой части должно равняться его числу в правой.

Основные ок-ли:HNO3, H2SO4, HClO4, KMnO4

Основные вос-ли: NH3, H2S, Na2S2O3

 

Энтропия активации. Благ.соуд.молекул. Конст.ск-ти р-ции.

Энергия активации (E*)– минимальное кол-во w, которую требуется сообщить системе, чтобы благоприятные соударения – соуд-я активных молекул, обладающих определённым избытком w по сравнению со средой w.

Константа скор.хим.р-ции: Ур-е Аррениуса:

K=A e-E*/2T Nакт = N0 e-E*/2T

e-E*/2T = 9,718

Чем больше Е*, тем < υр-ции

Если Е*>60-70 ккал/моль – р-ция не идёт

E*<3-4 – р-ция идёт мгновенно.

 

Норм.водородный электрод.

Pt H2→2H

H2SO4→H+HSO4

H H + e

Электроды сравнения. Измерение Эл-х потенциалов.

 

 

Билет №2.

Основные хим. понятия. Основные законы химии.

Атом – микроскопическая электронейтральная частица вещества, наименьшая часть хим.элемента, являющаяся носителем его св-в

Молекула– наименьшая частица хим.в-ва,обладающая всеми его хим.св-вами

Эквивалент – условная частица,в целое число раз меньшая (или равная) соответствующей ей формульной единицы – атома,мол-лы,иона

Моль– единица кол-ва вещ-ва,т.е.величина,оцениваемой кол-вом содерж.в физической системе тождественных структурных элементов

Валентность – способность атома присоединять или замещать опр.число других атомов или атомных групп с образованием хим.связи

Хим.законы:

1) закон постоянства состава: в каждом опред. Хим.соединении независимо от способа его получения, соотношения масс, составляющих элементов постоянны

2)з-н кратных отношений:если 2 элемента образуют несколько соединений, то массы одного эл-та, приходящиеся на единицу массы другого,относятся как целые

3) з-н эквивалентов: отношения масс вступающих в хим взаимодействие в-в равны или кратны их хим эквивалентам

4) з-н Авагадро: в равных объемах идеальных газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число мол-л.

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

Обратимые р-ции – р-ции, чье направление зависит от концентраций в-в – участников р-ции.

Хим. равновесие – термодинамическое равновесие в системе, между компонентами которой происходят хим. реакции.

К=Спрод / Сисх.в-в

Смещение равновесия – принцип Ле-Шателье: при изменении любого из условий равновесия преимущественно протекает р-ция, восстанавливающая исх. условия

При Т↑ - эндо… , при Т↓ - экзо…, при Р↓ - в сторону большего кол-ва газа, при Р↑ - наоборот.

 

Коррозия металлов. Химическая и электрохимическая к-я. Методы защиты.

Разрушение металлов под действием хим.р-ций:

1) Химическая (газовая) - агрессивные газы (О2,СО2,SО2)

2) Электрохимическая

-контактная

Fe/Zn – коррозирует Zn

Fe/sn-коррозирует Sn

-в кислоте

-в воде

-в морской воде (NaCl : MgCl2 = 1 : 3)

-атмосферная (начинается как аэрированная, но имеет продолжение)

-почвенная – сочетание различных типов коррозии с преобладанием коррозии при неравномерной аэрации

-под действием "блуждающих токов"

Защита от коррозии:
1) механическая защита: лаки, краски, эмали.

2) хим защита:

-"танкерная" – "щелочной душ" – 30 мин,80С, 2%NaOH

-ингибиторы – замедлители коррозии, "пирогенные смолы"

3) электрохимич. защита: протекторы (жертвенные аноды)

4) электрофизическая (анодная, катодная)

Билет №3.

Химическая теория

1) однородность

2) эффекты при растворении

-изменение окраски

-изменение объема

-тепловые эффекты

Концентрированные р-ры

 

Равновесие: хз

 

Билет №4..

Коррозия контактная, почвенная, под влиянием блуждающих токов.

Билет №5.

1.Законы разбавл. растворов:

Закон Дальтона.

Общее давление равное сумме первоначальных, если компоненты не взаимодействуют.

p=p1+p2+p3

p1,p2,p3 – парциальное давление

1й закон Рауля (о давлении пара над р-ром нелетучего вещ-ва).

p=p1N1+p2N2 p1=0 – по условию

p1N1 – вещество

p2N2 – растворитель

p2=p2N2=p2(1-N1)=p2 - p2N1

Δp=p2N1

2й закон Рауля(о t кипения и замерзании р-ров)

Р-ры закипают при более высокой t и замерзают при более низкой по сравнению с растворителем.

 

2.Электролиз – совокупность процессов, протекающих на электродах, при пропускании эл.тока через расплав или раствор.

Анодные процессы:

1) 2Br- – 2e = Br2

2) 2SO4 – 2e = S2O82-

3) 4OH- – 4e = O2 + 2H2O

4) 2H2O – 4e = O2 + 4H

Легко: Cl, Br, I, S, CN

Труднее: OH, H2O

Оч.трудно: SO4, NO3

Катодные процессы:

1) Mn+ + ne = M0

2) 2H++2e=H2

3) 2H2O+2e=H2+2OH-

Билет №6..

Щелочные аккумул.

Наиболее распространенные: никель-кармиевые и никель- железные аккумул.

«+» электрод содержит гидроксид N:

«-» - кадмий или железо

2NiOOH+Cd+2H2O 2No(OH)2+Cd(OH)2

2NiOOH+Fe+2H2O 2No(OH)2+Fe(OH)2

«+» большой срок службы, высокая механ. прочность

«-» невысокий КПД напряжения

Электролиз (зарядка):

А(-) Pb+SO4=PbSO4+2e

K(+) PbO2+4H+SO4+2e=PbSO4+2H2O

___________________________________________

Pb+PbO2+4H+2SO4=2PbSO4+2H2O

\2H2SO4/

Зарядка:

К(-) PbSO4+2e=Pb+SO4

A(+) PbSO4+2H2O-2e=PbO2+4H+SO4

___________________________________________

2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4

Способы очистки металлов.

1) Ваакумная перегонка (самый энергоемкий)

 

 

 

Билет №7.

Билет №8.

Закон Оствальда.

Kg = α2/(1-α)*V

α – степень диссоциации

V – 1/c

 

Законы электролиза.

1) М.Фарадей

m= э*i*t / F

m – масса вещ-ва

э – эквивалент вещ-ва

i – ток, A

t – время, с

F = 96500 кл

2) равные кол-ва электричества разлагают, выделяют, образуют эквивалентые кол-ва в-в

2CuSO4+2H2O=2Cu↓+O2↑+2H2SO4

разлаг-ся выдел-ся образ-ся

 

Билет№9.

Билет№ 10.

Ур.- е Нернста

φ=φ0+RT*lnCMn+/nF, где φ-электродный потенциал,φ0 – стандартный Э.П., F-число Фарадея.

Стандартный Э.П.-это потенциал Ме в одномолярном р.- ре своей соли, измеренный в стандартных условиях по отношению к нормальному водородному электроду.

Билет №11.

1.Химич. источники электрич. энергии (гальвонические элементы) – устройство для преобразования химической энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую.

Электродвижущая сила (ЭДС)– физическая величина, характеризующая работу непотенциальных (сторонних) сил в источниках постоянного или переменного тока.

ε = ε0 + 0,059/n * lg * Cкатод/Cанод

Концентрационный элемент:

ЭДС создаётся за счёт различия концентраций одной и той же соли на аноде и катоде

A(-)Zn|ZnSO4||ZnSO4|Zn(+)K

C1<C2

 

2.Диссоциация воды:

H2O H+ + OH-

H+ * 2H2O = H5O2+

OH- * 3H2O = H7O4-

6H2O H5O2+ + H7O4

 

Kдис=CH+*COH-/CH2O=1,8*10-16

CH2O=1000/18 моль/л

Ионное произведение воды: Сh+*COH-=1000/18*1,8*10-16=110-14=KH2O

CH + COH - = 10 -14

lgCH+ + lgCOH- = -14

Водородный показатель: pH= -lgCH+

Гидроксильный показатель: pOH = -lgCOH-

pH + pOH = 14

нейтр.: pH=pOH=7

кисл.: pH<7; pOH>7

щелочн.: pH>7; pOH<7

 

3.Алюминий: 13Al

Al2O3*nH2O – боксит

Al2O3*H2O(AlOOH) – белит

Al2O3*2SiO*2H2O – каолинит

Получение: электролиз: Na3AlF6+Al2O3; K(-)Al; A(+)O2

Применение:1.Al – электротехника, упаковочный материал;

2.AL2O3 – важнейший катализатор, нефтехимия; 3.Al – в виде сплавов

Свойства:р=2,70 г/см3; toпл = 660оС;

Al0 – типичный полуметалл

Al0 все неметаллы--> Al (III)

Al + H2O = Al(OH)3↓ + H2

Магний: 12Mg

MgCO3 – магнезий

MgCl2 * 6H2O – бишофит

Mg(OH)2 – брусит

3MgO*4SiO2*H2O - тальк

Получение: электролиз карналлита или MgCl (из морской H2O)

Применение:"электрон"

Свойства:р=1,74 г/см3; toпл = 651оС;

Mg – активный металл

Mg все неметаллы--> Mg (II)

Mg воздух--> MgO, MgN2, i

Металлотермия на основе Mg:

U, Zn, V

U3O8, ZnO2, V2O2 + Mg → металлы + MgO

 

 

Билет №12.

1.ОВС - сис-ма в которой происходит обмен электронами. Любая ОВС характеризуется ОВП (окислительно-восст. потенциал).

ОВП для систем одного типа измеряется по отношению к нормальному водородному электроду или электроду сравнения, а для систем 2-х других типов – с помощью платинового измерительного электрода.

 

2.Зависимость скорости реакции от to:

Правило Вант-Гоффа:повышение температуры ускоряет большинство хим. реакций

V2=V1* γ (T2-T1)/10

Теория активных молекул:

Реакция происходит при соударении не любых молекул, а только активных, обладающих определенным избытком энергии по сравнению со средней энергией (т.н «энергия активации»).

3.Жесткость воды - совокупность свойств, придаваемых воде ионами Ca2+, Mg2+, Fe2+

Виды жесткости:

1.временная (карбонатная) - Сa(HCO3)2, Mg(HCO3)2, Fe(HCO3)2

2.постоянная (некарбонатная) - все простые соли Сa2+, Mg2+, Fe2+

3.общая (Жвремпост.)

Классификация:

-очень мягкая (0-1,5 ммоль/л)

-мягкая (1,5-3,5 ммоль/л)

-средне-жесткая (3,5-6,0 ммоль/л)

-жесткая (6,0-10 ммоль/л)

-очень жесткая (>10 ммоль/л)

 

 

Билет №13.

1.Зависимость скорости реакции от to:

Правило Вант-Гоффа:повышение температуры ускоряет большинство хим. реакций

V2=V1* γ (T2-T1)/10

Теория активных молекул:

Реакция происходит при соударении не любых молекул, а только активных, обладающих определенным избытком энергии по сравнению со средней энергией (т.н «энергия активации»).

Сколько соли

Сн=mсоли/(mэ*V(л))

 

mэ = M/(n*B) =M/(2*3)=400/6

n-число атомов\ионов

B-валентность(заряд)

 

mсоли = Сн*mэ*V(л)=2*400/6*3=400г

Сколько воды

mH2O=mp-pa-mcoли = pV-400г=1,05г/см3*3000см3 – 400г=2750г (2,75 литра)

\_ (pV)

 

Билет №1.

ОВР.Осн. окисл-ли. и восст. Сост-е реакций.

ОВР– реакции в результате которых изменяется степень окисления элементов. Элемент, который отдаёт e, окисляется и является восстановителем, а эл.кот.принимает e – восстанавливается и является окислителем.

Уравнение ОВР:

Определить элементы, имеющие степень окисления.

Составить уравнение электронного баланса, указать ок-ль и вос-ль.

Расставить коэф.в соед.,содержащих ок-ль или восс-ль.

Уравнять металл, неметалл, водород.

Проверить правильность коэф.: число кислорода в левой части должно равняться его числу в правой.

Основные ок-ли:HNO3, H2SO4, HClO4, KMnO4

Основные вос-ли: NH3, H2S, Na2S2O3

 







Последнее изменение этой страницы: 2016-06-23; Нарушение авторского права страницы

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.219.217.107 (0.027 с.)