- •Предмет, задачи общей и неорганической химии. Роль химии в естественных науках.
- •Основные понятия химии
- •Основные понятия химии.
- •Основные стехиометрические законы.
- •Газовые законы: г. Люссака, Авогадро, объединенный газовый закон.
- •Строение атома; развитие учения о строении атома; модели Томсона, Резерфорда, Бора.
- •Характеристика основных квантовых чисел.
- •Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ.
- •Периодический закон и периодическая система элементов.
- •Ковалентная химическая связь. Способы образования ковалентной связи. Основные характеристики.
- •Геометрия структур с ковалентным типом связи (гибридизация sp, sp2, sp3)
- •Метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей.
- •Ионная и металлическая связь.
- •Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь.
- •Кристаллическое, жидкое и аморфное состояние веществ.
- •Скорость химических реакций. Константа скорости и ее физические свойства
- •Влияние температуры на скорость химических реакций. Основные положения теории активации Аррениуса.
- •Катализ. Влияние катализаторов на скорость химических реакций.
- •Необратимые и обратимые реакции. Принцип Ле Шателье.
- •Дисперсные системы и их характеристика.
- •3. По агрегатному состоянию дисперсионной среды и дисперсной фазы.
- •Способы выражения концентрации растворов.
- •Энергетика химических связей. Характеристика систем. Функции состояния.
- •Внутренняя энергия. Энтальпия и энтропия.
- •Энергия Гиббса.
- •Закон Генри. Законы Рауля.
- •Осмотическое давление. Закон Ван-Гоффа.
- •Особенности растворов электролитов. Основные положения электролитической диссоциации.
- •Буферные растворы и их характеристика. Уравнение Гендерсона-Хассельбаха.
- •Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •Произведение растворимости. Реакции обмена в растворах электролитов.
- •Гидролиз солей. Количественные характеристики гидролиза.
- •Теория овр. Важнейшие окислители и восстановители. Метод электронного баланса.
- •Ионно-электронный метод (метод полуреакций).
- •Классификация овр.
- •Электрохимические процессы. Электронный потенциал. Водородный электрод.
- •Электрохимический ряд напряжения металлов. Уравнение Нернста.
- •Гальванический элемент и его влияние на протекание овр.
- •Электролиз растворов и расплавов.
- •Комплексные соединения. Номенклатура и классификация.
- •Константа устойчивости и константа неустойчивости (характеристика кс)
Электрохимические процессы. Электронный потенциал. Водородный электрод.
Химические превращения, происходящие при воздействии электрического тока на вещества, называются электролитическим.
Электродный потенциал — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).
Возникновение электродного потенциала обусловлено переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул (в том числе молекул растворителя) — ориентационной адсорбцией их. Величина электродного потенциала в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава контактирующих фаз, так и от кинетических закономерностей электродных реакций на границе раздела фаз.
Стандартный водородный электрод — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используют платину или палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода. Потенциал пластины зависит от концентрации ионов Н+ в растворе. Электрод является эталоном, относительно которого ведется отсчет электродного потенциала определяемой химической реакции. При давлении водорода 1 атм., концентрации протонов в растворе 1 моль/л и температуре 298 К потенциал ВЭ принимают равным 0 В. При сборке гальванического элемента из ВЭ и определяемого электрода, на поверхности платины обратимо протекает реакция:
2Н+ + 2e− = H2, то есть, происходит либо восстановление водорода, либо его окисление — это зависит от потенциала реакции, протекающей на определяемом электроде.
Электрохимический ряд напряжения металлов. Уравнение Нернста.
Ряд напряжений (реже — ряд активностей) - последовательность расположения металлов и их ионов в порядке возрастания стандартных электродных потенциалов в растворах электролитов. Электродом сравнения обычно служит стандартный Водородный электрод. Поэтому в Р. н. включают и водород, электродный потенциал которого принимается равным нулю.
Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.
,
где
· — электродный потенциал, — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;
· — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);
· — абсолютная температура;
· — постоянная Фарадея, равная 96485,35 Кл·моль−1;
· — число моль электронов, участвующих в процессе;
· и — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.
Если в формулу Нернста подставить числовые значения констант и и перейти от натуральных логарифмов к десятичным, то при получим