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

Сколько соли

С_н=m_соли/(m_э*V_(л))

 

m_э = M/(n*B) =M/(2*3)=400/6

n-число атомов\ионов

B-валентность(заряд)

 

m_соли = С_н*m_э*V_(л)=2*400/6*3=400г

Сколько воды

m_H2O=m_p-pa-m_coли = 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 < υ_р-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=С_прод / С_исх.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 = S₂O₈^2-

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) M_n⁺ + 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.

K_g = 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*lnC_Mⁿ⁺/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 * C_катод/C_анод

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^- * 3H ₂ O = H ₇ O ₄^-

6H₂O ^→_← H₅O₂⁺ + H₇O₄

 

K_дис=C_H⁺*C_OH^-/C_H2O=1,8*10^-16

C_H2O=1000/18 моль/л

Ионное произведение воды: С_h+*C_OH-=1000/18*1,8*10^-16=110^-14=K_H2O

C_H + C_OH ^- = 10 ^-14

lgC_H⁺ + lgC_OH^- = -14

Водородный показатель: pH= -lgCH+

Гидроксильный показатель: pOH = -lgC_OH^-

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; t^o_пл = 660^оС;

Al⁰ – типичный полуметалл

Al^{0 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; t^o_пл = 651^оС;

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 t^o:

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 (Ж_врем+Ж_пост.)

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 t^o:

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

С_н=m_соли/(m_э*V_(л))

 

m_э = M/(n*B) =M/(2*3)=400/6

n-число атомов\ионов

B-валентность(заряд)

 

m_соли = С_н*m_э*V_(л)=2*400/6*3=400г

Сколько воды

m_H2O=m_p-pa-m_coли = 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