Шпаргалка к экзамену по химии МГТУ им. Баумана. Шпора к экзамену. 1Развитие представлений о строении атома. Модель атома Резерфорда. Теория Н. Бора. Уравнение волны Л. Де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга

• Название: 1Развитие представлений о строении атома. Модель атома Резерфорда. Теория Н. Бора. Уравнение волны Л. Де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга
• Анкор: Шпаргалка к экзамену по химии МГТУ им. Баумана
• Дата: 29.09.2019
• Размер: 0.64 Mb.
• Имя файла: Шпора к экзамену.doc
• Тип: Документы; #87977
• страница: 8 из 10

23. Особенности кинетики гетерогенных химических реакций. Стадии процесса и области его протекания. Понятие о гомогенном катализе. Механизм действия катализатора. Энергетические диаграммы для некаталитической и каталитической реакции. Гетерогенные процессы являются примером процессов с последовательным механизмом: D → S → R → P. характерной особенностью последовательных процессов: общая скорость процесса определяется скоростью самой медленной стадии – лимитирующей. Для интенсификации последовательных процессов необходимо увеличивать скорость их лимитирующей стадии. Стадии процесса. . Первая стадия гетерогенного процесса (D) — всегда диффузия - этосамопроизвольный процесс перемещения частиц данного вещества из области более высокой концентрации в область более низкой концентрации за счет их хаотического движения. Вторая стадия (S) - процесс сорбции . Если граница раздела фаз в системе является жидкостью, то поглощение называется абсорбцией, а если это твердая поверхность, то — адсорбцией. Третья стадия (R) - химическая реакция между адсорбированными молекулами. Катализ – это явление изменения скорости химической реакции, вызванное особым механизмом её протекания и обусловленное присутствием в зоне реакции катализаторов.. Иначе говоря, в присутствии катализатора возникают другие активированные комплексы, для образования которых требуется меньше энергии, чем для образования активированных комплексов, возникающих без катализатора.. Гомогенный катализ происходит с катализатором, который находится в одной фазе с исходными реагентами - в газовой или растворе. Катализатор в реакции не расходуется. При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к снижению энергии активации.


24. Растворы. Современные представления о физико-химических процессах образования растворов. Энергетические эффекты при растворении. Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы. Растворимость. Зависимость растворимости твёрдых веществ и газов в жидкостях от температуры, давления. Закон Генри-Дальтона. Способы выражения концентрации растворов. Растворы – это гомогенные системы переменного состава,образованные не менее чем двумя компонентами.В случае истинных растворов дисперсионная среда называется растворителем, а доведенная до предельной степени дробления дисперсная фаза - растворённым веществом. Растворителем в них является тот компонент, который находится в жидкой фазе и, как правило, превалирует количественно. . Энергетика образования растворов. С точки зрения термодинамики, образование раствора является самопроизвольным процессом, неизбежно протекающим при контакте фаз. Энергетической характеристикой процесса растворения является изменение энергии Гиббса в ходе этого процесса: ∆Gs = ∆Hs −T∆Ss , где индекс s свидетельствует о том, что рассматривается процесс растворения. ∆Hs- энтальпия растворения может быть как положительной, так и отрицательной. Это связано с тем, что при растворении происходят два процесса – эндотермический процесс разрушения связей в растворяемом веществе и экзотермический процесс образования сольватов. Что же касается ∆Ss определяется из соотношения: ∆Ss = – ∑ⁿ_k=1 [ R Xk ln(Xk) ] . Отсюда следует важный вывод – абсолютно нерастворимых веществ нет. Ненасыщенный раствор – это раствор, в котором при данной температуре вещество ещё может растворяться. Насыщенный раствор – раствор, в котором растворяемое вещество при данной температуре больше не растворяется, т.е. раствор, находится в равновесии с растворяемым веществом. Раствор, содержащий растворённого вещества больше, чем его должно быть в обычных условиях в насыщенном растворе называется пересыщенным. Растворимость – это способность веществ растворяться друг в друге, количественно характеризуется коэффициентом растворимости - это масса растворённого вещества, приходящаяся на 100 или 1'000 г растворителя, в насыщенном растворе - при определённой температуре. Если речь идет о растворении смеси газов, то растворимость каждого из компонентов газовой смеси при постоянной температуре пропорциональна парциальному давлению компонента над жидкостью и не зависит от общего давления смеси и индивидуальности других компонентов: Pk = КkXk , . Способы выражения концентрации растворов: Массовая доля растворённого вещества - масса растворённого вещества к общей массе раствора: w = [доли единицы или %] Массовая концентрация – масса растворённого вещества в литре раствора:[г/л]Молярная концентрация (молярность) – количество молей растворённого вещества в литре раствора: C_M = [моль/л]Моляльная концентрация (моляльность) – количество молей растворённого вещества в 1'000 граммах растворителяC_m = [ моль/1'000 г р-теля] Нормальная концентрация (нормальность) – количество молей химического эквивалента растворённого вещества в литре раствора: C_H = [моль-экв./л] .


26. Растворы электролитов. Классическая теория электролитической диссоциации Аррениуса. Степень и константа диссоциации и факторы, влияющие на них. Закон разбавления Оствальда для слабого электролита. в природе очень распространённым является случай, когда в результате действия растворителя молекулы растворяемого вещества распадаются на ионы. Этот процесс называется электролитической диссоциацией. Электролиты – вещества, которые при растворении подвергаются диссоциации на ионы. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нём появляются подвижные носители электрического заряда. Основные положения теории Аррениуса:1Соли, кислоты, основания при растворении в воде и некоторых других полярных растворителях частично или полностью диссоциируют на ионы. 2 Наряду с процессом диссоциации в растворе идёт обратный процесс - ассоциация ионов в молекулы. Таким образом, диссоциация молекул на ионы является неполной, поэтому в качестве меры электролитической диссоциации Аррениус ввёл величину степени диссоциации (α) - отношения числа распавшихся на ионы частиц Ndis к общему числу перешедших в раствор молекул N0 : α = Ndis / N0 Для любой обратимой реакции электролитической диссоциации: К_n+ А_n- ⇔ n₊ К^z+ + n_– A^z–константой электролитической диссоциации : К_e.d.=[A⁻ ][K⁺ ] / [AK] , Диссоциация сильных электролитов равна 100% или почти 100%, так что концентрации ионов можно считать равными молярности растворённого вещества, умноженной на n₊ (n_–): с₊ =с × n₊ , с_– =с × n_– . При диссоциации слабого электролита устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами: К_e.d. = α²с / (1- α) = α² / V(1- α) Последнее равенство является простейшей формой закона разведения Оствальда ,


25. Идеальные растворы. Закон Рауля и следствия из него. Фазовые диаграммы воды водного раствора. Понятие об осмосе, уравнение Вант-Гоффа. Растворы – это гомогенные системы переменного состава, образованные не менее чем двумя компонентами. Идеальный раствор – это раствор, при образовании которого не изменяется внутренняя энергия системы (∆Us = 0), растворение не сопровождается тепловым эффектом (∆Hs = 0) и остается постоянным объём системы (∆Vs = 0).

Закон Рауля для неэлектролитов

∆P = Xk ,

P где ∆P = P0 – P, а Xk – мольная доля растворённого вещества. . Следствия из закона Рауля. Два следствия, касающиеся понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения растворов, которые в объединённом виде известны как второй закон Раул:

1) повышение температуры кипения раствора по сравнению с температурой кипения чистого растворителя: ( ∆Tкип. = Tкип. 2 - Ткип. 1) 2) понижение температуры кристаллизации растворителя из раствора по сравнению с температурой кристаллизации чистого растворителя: ∆Tкрист. = Тзам. 2 – Тзам. 1) . Осмос и уравнение Вант_Гоффа.

Осмос – это диффузия растворителя через полупроницаемую мембрану, разделяющую два раствора различной концентрации, из менее концентрированного в более концентрированный.

уравнению Вант-Гоффа:: π = CRT, где

Это уравнение – полный аналог уравнения Клапейрона-Менделеева для идеальных газов.



27 Закон Рауля для растворов электролитов. Коэффициент диссоциации (i) и его связь со степенью диссоциации. случай, когда в результате действия растворителя молекулы растворяемого вещества распадаются на ионы. Этот процесс называется электролитической диссоциацией, а получающиеся при этом растворы называются растворами электролитов. Электролиты – это системы, содержащие способные к самостоятельному существованию ионы. Законы Рауля не выполняются для растворов, которые проводят электрический ток — растворов электролитов. Для учёта этих отклонений Я. Х. Вант-Гофф внёс в уравнения, являющиеся следствиями из первого закона Рауля и называемые второй закон Рауля, поправку — изотонический коэффициент (i), - учёт того факта, что число частиц в растворе за счёт электролитической диссоциации может быть больше: Для закона Вант-Гоффа тоже вводят i: π = iCRT , где i – изотонический коэффициент Вант-Гоффа, который равен коэффициенту диссоциации.. Связь коэффициента и степени диссоциации понятие степени электролитической диссоциации (α) . это отношение числа распавшихся на ионы частиц N_dis к общему числу перешедших в раствор молекул N₀: α = N_dis/ N₀ .

Для характеристики того, что распад на ионы может порождать несколько частиц, вводится понятие коэффициента диссоциации i, равного количеству частиц, в среднем возникающих при переходе в раствор одной молекулы растворённого вещества. α = (i - 1) / (n - 1) .


29 Равновесие в системе «труднорастворимый электролит – его насыщенный раствор». Произведение растворимости (ПР). Расчёт растворимости соединения по значению ПР. Условия образования и растворения осадка. Состояние равновесия в таких системах может быть описано схемой: KmAn(тв.) = m K^+ZK (р) + n A^−ZA (p) .

Поскольку концентрация вещества KmAn в твёрдой фазе постоянна, то её можно перенести в левую часть, которая и после этого останется константой: К_С[KmAn] = [ K^+ZK ] ^m [A^−ZA] ⁿ .

Получившееся в правой части произведение равновесных концентраций ионов, называется произведением растворимости (ПР) малорастворимого сильного электролита: ПР = [K^+ZK] ^m [A^−ZA]ⁿ = const .

Чем меньше ПР, тем хуже растворяется соединение.

Условие образования осадка при приготовлении раствора состоит в том, чтобы произведение текущих концентраций ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, было больше ПР.


38 Методы защиты материалов от электрохимической коррозии:
Легирование поверхностное или объемное другими металлами, например, хром или никель, добавленные к стали в качестве легирующих компонентов, при высокой температуре диффундируют (присоединяют) к поверхности и образуют устойчивый оксидный слой. В качестве легирующих добавок используют Сr, Ni,Мо,Сu


Обработка среды - изменение свойств коррозионной среды, т.е. уменьшение ее агрессивности, осуществляется с помощью введение в нее специальных ингибиторов коррозии.
Электрохимическая защита:
Катодная защита - подключение защищаемой конструкции к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока, присоединение к защищаемой конструкции электрода, изготовленного из более активного металла. Анодная защита - анодная поляризация: потенциал защищаемого металла смещают в положительную сторону до значений, лежащих в пассивной области анодной поляризационной кривой, путём присоединения защищаемой конструкции к положительному полюсу внешнего источника тока, а вспомогательного электрода к отрицательному.
По механизму своего защитного действия и поведению изделия в условиях электрохимическойкоррозии, металлические защитные покрытия подразделяются на катодные-коррозионно-стойкие и анодные-протекторные. Металлы катодных покрытий имеют в данной среде большие (более положительные) значения электродных потенциалов, чем значение потенциалов, на которые они нанесены. Металлы анодных покрытий имеют меньшие (более отрицательный) значения потенциалов в данной среде, чем потенциал на которые они нанесены. Протекторная защита осуществляется путем присоединения к защищаемому металлу протектора – более активного (т.е. менее благородного металла), который легче окисляется и, тем самым предохраняет основной металл от коррозии




28. Равновесия в водных растворах слабых электролитов. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксидный показатели. Используя закон действующих масс, электролитическое равновесие в растворах слабых электролитов можно количественно выразить величиной константы диссоциации. В случае слабых кислот - К_а; в случае слабых оснований - К_b





Суммарному равновесию отвечает суммарная к. д. : K = K1· K2 · … · Kn . Диссоциация воды Среди слабых электролитов как один из важнейших растворителей выделяется вода. диссоциацию воды можно описать схемой: H2O ⇔ H+ + OH- К_e.d.(C) = [H⁺ ][OH⁻ ] / [H2O] . К_e.d.(C)· C_H2O = К_воды = C_H+ · C _OH^- .К_воды называется ионным произведением воды. Прологарифмируем полученное выражение: lg(Кводы) = lg(CH+) + lg(COH−) = - 14 . Поскольку по уравнению реакции диссоциации воды можно записать: C_H+ = COH− , то - lg(C_H+) = - lg(COH−) = 7 . Величина отрицательного логарифма молярной концентрации катионов водорода обозначается как pH и называется водородным показателем среды. Величина отрицательного логарифма молярной концентрации анионов гидроксила обозначается как pOH и называется гидроксидным показателем среды. pH = 14 – pOH .