- •1.Химия как наука и ее место в ряду геологических дисциплин. Понятие об атоме и молекуле, Атомная и молекулярная массы. Моль.
- •2.Понятие о химических реакциях. Признаки и классификация химических реакций. Способы написания химических реакций.
- •3.Основные законы химии. Следствия из закона Авогадро.
- •4.Строение ядра. Изотопы. Изотоны. Изобары. Планетарная модель атома Резерфорда. Линейчатый спектр атома.
- •5.Модель атома по Бору. Нормальное и возбужденное состояние атома. Правило квантования. Недостатки теории Бора.
- •6.Квантово механическая модель атома. Волновая функция. Квантовые числа, их значения и интерпретация. Условная запись строения атома.
- •7.Квантово механическая модель атома водорода и многоэлектронных атомов. Порядок заполнения электронов по уровням и подуровням. Правила Гунда и Клечковского. Запрет Паули.
- •9.Химическая связь и валентность элементов. Характеристика химической связи (электроотрицательность, энергия, кратность и полярность связи)
- •10. Механизм образования валентной связи. Гибридные связи. Пространственная конфигурация молекул. Примеры.
- •11.Металическая связь. Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь. Энергетическая оценка различных типов связи.
- •12.Межмолекулярное взаимодействие. Аморфное и кристаллическое состояние вещества.
- •13.Энергитические эффекты химических реакций. Типы систем. Внутренняя энергия и энтальпия. Первый закон термодинамики. Закон Гесса.
- •14.Втрой закон термодинамики. Энтропия. Энтальпийный и Энтропийный факторы протекания химической реакции. Энергия Гиббса.
- •15.Гомогенные и гетерогенные химические реакции. Скорость химических реакций. Зависимость скорости химической реакции от изменения параметров системы.
- •16.Скорость химической реакции. Энергия активации. Адсорбционные процессы. Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •17.Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Константа равновесия. Закон действующих масс.
- •18.Закон действующих масс Константа равновесия. Смещение химического равновесия. Основное карбонатное равновесие в природе.
- •19.Понятие полярности и поляризуемости химической связи. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Количественные характеристики силы электролитов.
- •20.Раствоы сильных и слабых электролитов. Степень диссоциации и константа диссоциации слабых электролитов в растворе. Закон разбавления Оствальда.
- •21.Вода структура воды. Растворы сильных электролитов. Явление гидратации (сольватации) в растворах. Понятие об активности и ионной силе электролитов растворе.
- •22.Ионно обменные реакции в растворах электролитов. Кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.
- •23.Направление протекания ионно-обменных химических реакций. Смещение ионных равновесий в растворах электролитов. Геохимическое карбонатное равновесие в природе.
- •24. Основные теории кислот и оснований. (Аррениуса, Бренстеда-Лоури, Льюиса). Их достоинства и недостатки.
- •25.Вода. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Методы определения pH.
- •26.Водородный показатель. Методы определения pH. Кислотно-основные индикаторы.
- •27.Гидролиз солей. Смещение равновесия в растворах гидролизирующихся солей. Роль гидролиза в геохимических процессах. Примеры.
- •28.Растворы, растворимость. Насыщенные, ненасыщенные и перенасыщенные растворы. Их термодинамическая характеристика. Произведение растворимости.
- •29.Насыщенные растворы малорастворимых электролитов. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков малорастворимых электролитов.
- •30.Условие образования и растворения осадков малорастворимых электролитов Влияния различных фактов на растворимость осадков. Химические предпосылки миграции осадочных пород.
- •31.Произведение растворимости. Влияние одноименных и посторонних ионов на растворимость. Порядок выпадения в осадок малорастворимых электролитов. Парагенезис минералов.
- •32.Окислительно-востановительные реакции. Окислительно-восстановительные свойства элементов и соединений. Классификация окислительно-восстановительных реакций.
- •33.Гальванические элементы. Образование двойного электрического слоя. Стандартные электродные потенциалы.
- •34.Окислительно-восстановительные потенциалы. Электроды сравнения. Уравнение Нернста.
- •35.Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.
- •36.Химические гальванические элементы. Концентрационные элементы. Значение потенциалометрии в геологических процессах.
- •37.Соединения высшего прядка. Электрохимическая диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексных соединений. Заряд комплексообразователя и комплексного иона.
- •38.Теория координационной связи. Координационные числа. Заряд комплексного иона и комплексообразователя. Номенклатура комплексных соединений.
- •[Ag(nh3)2]Cl – хлориддиаминосеребра.
- •K[Ag(cn)2] – дицианоаргентаткалия.
- •39.Классификация комплексных соединений. Диссоциация комплексных соединений. Устойчивость комплексов. Роль комплексообразования в геохимических процессах миграции.
- •40. Концентрационные элементы. Диффузионные потенциалы.
- •41. Явление поляризации. Концентрационная и активационная поляризации. Механизм и способы их устранения.
- •42. Обзор химических свойств элементов в периодической системе д.И. Менделеева. Металлы и неметаллы. Основные породообразующие элементы.
33.Гальванические элементы. Образование двойного электрического слоя. Стандартные электродные потенциалы.
Стандартные электродные потенциалы: называются потенциалы данного электрода при концентрациях (активностях) всех веществ, участвующих в электродном процессе, равных единице.
Гальванический элемент: устройство, в котором химическая энергия превращается в электрическую.
- Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu +
34.Окислительно-восстановительные потенциалы. Электроды сравнения. Уравнение Нернста.
Окислительно-восстановительные потенциалы: в соответствии с разделением окислительно-восстановительной реакции на две полуреакции, напряжение так же принято представлять в виде разности двух величин, каждая из которых отвечает данной полуреакции, эти величины называются электродными потенциалами. Потенциалами 1-го рода называются металлы, погруженные в растворы собственных солей. Потенциал зависит от активности ионов соли в растворе. Потенциалами 2-го рода называют металлы, покрытые слоем малорастворимого соединения этого метала(Сl – Ag электрод) и зависит от активности анионов, образующих малорастворимое соединение на поверхности метала. Потенциалами 3-го рода: инертный электрод, в растворе реагентов, образующих окислительно-восстановительную систему.(MnO4^- Mn^+2) Потенциал зависит от соотношения активностей в окисленной и восстановленной форме а так же и от кислотности раствора, если меняется ионная форма. Потенциалы 4-го рода: потенциалы газовых электродов – инертный электрод. В окислительно-восстановительной газовой среде. Существенную роль играет давление газа (парциальное) и активность ионов водорода. Все потенциалы в электрохимических системах отличаются по характеру суммарных процессов, химизм различный, но все эти потенциалы химические, т.к. есть суммарный химический потенциал.
Уравнение Нернста: в результате изучения потенциалов различных электронных процессов установлено, что их величины зависят от следующих трех факторов: 1) от природы веществ, участников электродного процесса, 2) от соотношения между концентрациями этих веществ. 3) от температуры системы.
φ = φ0 + 2.3(RT/nF) • (lg([Ox]/[Red]))
φ0 – стандартный электродный потенциал (называются потенциалы данного электрода при концентрациях (активностях) всех веществ, участвующих в электродном процессе, равных единице) данного процесса.
R – газовая постоянная 8.31
T – абсолютная температура (1С + 273)
n – число электронов, принимающих участие в процессе.(2H + 2e = H2 → n=2)
F – постоянная Фарадея (96500 кл/моль)
[Ox] [Red] – произведение концентраций веществ, участвующих в процессе.
2.3 – коэффициент перечета ln - lg
Электроды сравнения: абсолютное значение электронного потенциала измерить невозможно. В качестве эталона принято считать стандартный водородный электрод или хлорсеребряные, медносульфадные электроды (для сравнения).
35.Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.
Направление протекания окислительно-восстановительных реакций: в гальваническом элементе окислительно-восстановительная реакция может самопроизвольно протекать в таком направлении, при котом электрохимическая система с более высоким значением электродного потенциала выступает в качестве окислителя, т.е. восстанавливается, иначе говоря электрохимическая система с боле высоким значением φ выступает в качестве окислителя.
2NaCl + Fe2(SO4)3 = 2FeSO4 + Cl2 + Na2SO4
_ 3+ 2+ 0
2Cl + 2Fe = 2Fe + Cl2
0 _
Cl2 + 2e = 2Cl φ0 = 1.36 B
3+ 2+
Fe + e = Fe φ0 = 0.77 B
2+
Следовательно окислителем будет хлор а восстановителем будет ион Fe.