Химия: учебно-методический комплекс (стр. 10 )

Стандартные электродные потенциалы ( j 0 )

некоторых металлов ( ряд напряжений ) при 298К.

Электродная полуреакция	, В	Электродная полуреакция	, В
Li+ (водн.) + 1e - = Li (тв.)	-3.045	Cd2+ (водн.) + 2e - = Cd (тв.)	-0.403
Rb+ (водн.) + 1e - =Rb(тв.)	-2.925	Co2+ (водн.) + 2e - = Co (тв.)	-0.277
K+ (водн.) + 1e - = K (тв.)	-2.924	Ni2+ (водн.) + 2e - = Ni (тв.)	-0.250
Cs+ (водн.) + 1e - = Cs (тв.)	-2.923	Sn2+ (водн.) + 2e - = Sn (тв.)	-0.136
Ba2+ (водн.) + 2e - = Ba (тв.)	-2.905	Pb2+ (водн.) + 2e - = Pb (тв.)	-0.126
Ca2+ (водн.) + 2e - = Ca (тв.)	-2.866	Fe3+ (водн.) + 3e - = Fe (тв.)	-0.037
Na+ (водн.) + e - = Na (тв.)	-2.714	2H+ (водн.) + 2e - = H2 (г.)	0.000
Mg2+ (водн.) + 2e - = Mg (тв.)	-2.363	Sb3+ (водн.) + 3e - = Sb (тв.)	+0.200
Al3+ (водн.) + 3e - = Al (тв.)	-1.663	Bi3+ (водн.) + 3e - = Bi (тв.)	+0.215
Ti2+ (водн.) + 2e - = Ti (тв.)	-1.630	Cu2+ (водн.) + 2e - = Сu (тв.)	+0.337
Zr4+ (водн.) + 4e - = Zr (тв.)	-1.539	Cu+ (водн.) + e - = Cu (тв.)	+0.520
Mn2+ (водн.) + 2e - = Mn (тв.)	-1.179	Ag+ (водн.) + e - = Ag (тв.)	+0.799
V2+ (водн.) + 2e - = V (тв.)	-1.175	Hg2+ (водн.) + 2e - = Hg (ж.)	+0.850
Cr2+ (водн.) + 2e - = Cr (тв.)	-0.913	Pd2+ (водн.) + 2e - = Pd (тв.)	+0,987
Zn2+ (водн.) + 2e - = Zn (тв.)	-0.763	Pt2+ (водн.) + 2e - = Pt (тв.)	+1,188
Cr3+ (водн.) + 3e - = Cr (тв.)	-0.744	Au3+ (водн.) + 3e - = Au (тв.)	+1,498
Fe2+ (водн.) + 2e - = Fe (тв.)	-0.440	Au+ (водн.) + e - = Au (тв.)	+1,692

Методические указания студентам

Зачеты, установленные утвержденным учебным планом, служат формой проверки усвоения студентом знаний по изучаемым дисциплинам (теоретические зачеты), контроля выполнения лабораторных и расчетно-графических работ, курсовых проектов (работ), а также учебной, производственной и преддипломной практик. Теоретические зачеты оцениваются отметкой "зачет", "незачет". По некоторым дисциплинам, а также курсовым проектам (работам), и всем видам практик предусмотрены зачеты с оценками "отлично", "хорошо", "удовлетворительно", "неудовлетворительно" (так называемые дифференцированные зачеты). Теоретический зачет проводится по окончании чтения семестрового курса лекций до начала экзаменационной сессии путем опроса или в иной форме, устанавливаемой кафедрой; принимается преподавателем, читающим лекционный курс, и при положительных результатах оценивается отметкой "зачет", проставляемой в зачетную книжку студента и зачетную ведомость, а при отрицательных результатах - отметкой "незачет", проставляемой только в зачетную ведомость. Преподавателю предоставляется право поставить зачет без опроса тем студентам, которые в процессе занятий и по результатам промежуточного контроля и текущей аттестации показали успешное овладение учебным материалом. Неявка студента на зачет проставляется преподавателем в зачетной ведомости отметкой "неявка". Студент имеет право до окончания экзаменационной сессии на пересдачу каждого зачета (курсового проекта, работы и т. д.) не более двух раз. Дата, время и аудитория проведения теоретического зачета и проведения двух его пересдач назначаются преподавателем и согласовываются с учебным отделом института (деканатом). Студенты, не выполнившие без уважительных причин до начала экзаменационной сессии всех установленных учебным планом лабораторных, расчетно-графических работ, домашних заданий, курсовых проектов (работ) не допускаются к экзамену по данной дисциплине. К экзаменам по другим дисциплинам они могут быть допущены по разрешению директора (заместителя директора мо учебной работе) института. При наличии уважительных причин (болезнь, семейные обстоятельства и др.) невыполнения в полном объеме учебного плана семестра студенту по его заявлению на имя директора института (декана факультета) может быть предоставлена возможность сдачи зачетно - экзаменационной сессии по индивидуальному графику.

Методические указания преподавателям

Экзамены, установленные утвержденным учебным планом по дисциплине или ее части, преследуют цель оценить полученные студентом теоретические знания, их уровень, развитие творческого мышления, степень приобретения навыков самостоятельной работы, умение синтезировать полученные знания и применять их к решению практических задач. Экзамены сдаются по расписанию в периоды экзаменационных сессий, предусмотренных учебными планами. Расписание экзаменов для всех форм обучения составляется учебным управлением, подписывается директором филиала и доводится до сведения преподавателей и студентов не позднее, чем за 15 дней до начала экзаменов. Директор филиала могжет разрешить хорошо успевающим студентам досрочную сдачу экзаменов при согласии преподавателя (лектора). Пересдача экзамена в период экзаменационной сессии с неудовлетворительной оценки или сдача экзамена при неявке допускается с разрешения директора. Повторная сдача экзамена или дифференцированного зачета (защиты курсовой работы, проекта) с целью повышения положительной оценки разрешается в исключительных случаях директором филиала. Экзамены проводятся на основе утвержденных на филиале билетов в устной или письменной формах. Экзаменатору предоставляется право задавать вопросы сверх вопросов билета, а также помимо теоретических вопросов, давать задачи и примеры по программе данного курса. Экзамены принимаются преподавателями, читающими курс лекций в данном потоке. Когда отдельные разделы лекционного курса, по которым установлен один экзамен, читаются несколькими преподавателями, - экзамен может проводиться с их участием, но с простановкой одной оценки. Во время экзамена студенты могут пользоваться учебными программами, а также с разрешения экзаменатора справочной литературой и другими подсобными материалами. При использовании студентами других, неразрешенных материалов и технических средств, преподаватель вправе прекратить экзаменационное испытание. Успеваемость студентов оценивается следующими отметками: "отлично", "хорошо", "удовлетворительно", "неудовлетворительно". Положительные оценки проставляются в экзаменационную ведомость и зачетную книжку студента, неудовлетворительная оценка проставляется только в экзаменационную ведомость. Экзаменатору предоставляется право оценить успеваемость и поставить, по согласованию со студентами, оценку без опроса тем студентам, которые в процессе обучения показали успешное овладение учебным материалом по результатам текущей аттестации или промежуточного контроля, позволяющим оценить знания студента по сдаваемому предмету. При несогласии студента с выставляемой оценкой экзамена (дифференцированного зачёта) ему предоставляется право его сдачи в установленном порядке. Неявка студента на экзамен проставляется экзаменатором в экзаменационную ведомость отметкой "неявка".

Зачётные вопросы

1.  В чем состоит отличие термодинамического и кинетического учений о протекании химических реакций?

2.  Назовите основные термодинамические величины, раскройте их суть. Каково общее свойство этих величин и основанные на этом свойстве формулу их расчета.

3.  Назовите критерий принципиальной осуществимости любого процесса и формулу его расчета в стандартных и нестандартных условиях.

4.  Какую практическую информацию о веществе дают величины ∆H0, S0, ∆G0?

5.  Почему термодинамика не дает никакой информации о скорости процесса?

6.  Что изучает кинетика? От каких факторов зависит скорость химического процесса. Назовите основную энергетическую характеристику скорости реакции.

7.  Рассмотрите основные условия протекания химических реакций (Еа, С, Т и др.) и математическое выражение зависимости их скоростей от различных факторов.

8.  Что такое гомогенный и гетерогенный процессы? Как определить скорость гетерогенного процесса?

9.  Какая количественная характеристика определяет выход продукта реакций? Почему?

10.  Как математически определить величину Кр (константа равновесия). Какие вещества (в каком агрегатном состоянии) не входят в это выражение? Приведите пример.

11.  Какая количественная связь Кр с ∆G? Какие выводы можно сделать на основе этой зависимости (теоретические и практические).

12.  Каковы признаки химического равновесия.

13.  Как теоретически управлять химическим процессом? Сущность принципа Ле-Шателье. Влияние Различных факторов (С, Т, Р) на смещение химического равновесия.

14.  Что представляет собой процесс растворения? Что такое сольватация (гидратация)? Основу, каких известных Вам процессов составляет гидратация?

15.  Что такое электролиты? Как количественно измерить силу электролита? Рассмотреть сильные и слабые электролиты. Чем определяется характер среды?

16.  В чем суть электрохимических процессов? Назовите два основных ее вида. Какие процессы соответствуют каждому из этих видов.

17.  Укажите основное электрохимическое уравнение и проанализируйте его с точки зрения ∆G и принципа Ле-Шателье.

18.  Какие химические реакции лежат в основе любого электрохимического процесса? Рассмотрите их суть.

19.  Что необходимо для превращения окислительно-восстановительной реакции в электрическую?

20.  Какие процессы протекают на аноде (А) и катоде (К)? Рассмотрите роль анодной и катодной составляющих в электрохимических процессах?

21.  Рассмотрите процессы в гальваническом элементе (процессы на А и К, суммарная токопроводящая реакция, ЭДС, схема гальванического элемента).

22.  Что такое электролиз? Рассмотреть процессы на А и К при электролизе расплава.

23.  Какова последовательность разрядки на А и К водных растворов электролитов.

24.  Рассмотреть процессы на А и К при электролизе с растворимым анодом. Каково практическое значение таких процессов? Как определить массу полученного пи электролизе вещества.

25.  Что такое коррозия? Дать теоретическое объяснение ее универсальности. Указать возможные причины коррозии.

26.  Каков механизм коррозии? Рассмотреть процессы на катоде их разновидности (в зависимости от рН).

27.  Что способствует коррозии? Как ее избежать, или замедлить?

28.  Рассмотреть способы защиты от коррозии (химические).

29.  Рассмотреть электрохимические способы защиты от коррозии.

30.  Какое покрытие более эффективнее защищает от коррозии при нарушении сплошности покрытия (катодное или анодное). Почему?

Экзаменационные вопросы

1.  Основные цели и задачи курса химии. Место химии в ряду естественно - научных дисциплин и её связь с другими науками. Значение химии в формировании научного мировоззрения. Структурный, термодинамический и кинетический подходы, их сущность и отличие.

2.  Квантово-механическая модель атома. Квантовые числа. Атомные орбитали. Принцип Паули. Электронные формулы элементов.

3.  Правило и порядок заполнения атомных орбиталей. Строение многоэлектронных атомов.

4.  Принцип наименьшей энергии. Правило Гунда. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням.

5.  Ионизационный потенциал, сродство к электрону. Электроотрицательность. Окислительно-восстановительные свойства элементов.

6.  Периодическая система элементов . Её структура (период-группа-подгруппа). Какие важнейшие химические свойства веществ можно прогнозировать по периодической системе?

7.  Периодическая система элементов - важнейший инструмент понимания природы вещества. Периодический закон.

8.  Основные типы и характеристики химической связи.

9.  Образование ковалентной связи. Свойства ковалентной связи. Энергия связи.

10.  Полярность молекул, дипольный момент.

11.  Ионная связь. Способ образования ионной связи. Отличие ионной связи от ковалентной.

12.  Силы межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь.

13.  Аморфные и кристаллические состояния веществ. Кристаллы. Кристаллические решетки.

14.  Кристаллическое и аморфное состояние вещества. Типы кристаллических решеток. Зависимость свойств веществ от характера связей между частицами в кристаллах.

15.  Укажите тип кристаллической решетки в твердых кристаллах: H2O, SiC, C (алмаз), Ti, Na2CO3. Предскажите их применение.

16.  Атомный и молекулярный уровни строения вещества; их количественные характеристики.

17.  Дайте сравнительную характеристику (структура-свойства) веществ на разных уровнях их организации: атомном-молекулярном-кристаллическом. Какими количественными характеристиками они измеряются?

18.  Химическая реакция как система. Её составные элементы. Структурный, термодинамический и кинетический подходы для описания поведения веществ в реакции и их свойств (основные понятия, количественные характеристики, практическое использование).

19.  Первый и второй законы термодинамики. Термодинамический потенциал.

20.  Общие закономерности протекания реакций. Химическая термодинамика. Термохимия. Тепловой эффект реакции. Энтальпия. Закон Гесса.

21.  Законы Гесса. Термохимические расчеты.

22.  Энтальпия образования химических соединений. Теплота химического процесса.

23.  Энтропия и её зависимость от температуры, практическая значимость понятия.

24.  Энтропия. Расчет энтропии химической реакции.

25.  Свободная энергия Гиббса (∆G) - универсальный критерий теоретической возможности процесса. Её расчет в стандартных и нестандартных условиях.

26.  Энергия Гиббса, ее связь с направлением химической реакции.

27.  Функция состояния системы как общее свойство всех термодинамических величин (∆H, S, ∆G), их расчет.

28.  Оценка реакционной способности и устойчивости веществ по значениям их термодинамических функций.

29.  Практическое значение термодинамических величин (∆H, S, ∆G) для решения проблем техники безопасности.

30.  Химическая кинетика. Закон действующих масс для гомогенной и гетерогенной реакции. Температурный коэффициент. Энергия активации и ее расчет.

31.  Скорость химических реакций. Влияние различных факторов на скорость реакции (концентрации, температуры, площади поверхности и др.).

32.  Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье. Влияние на химическое равновесие химических реакций давления, концентрации и температуры. Константа равновесия.

33.  Принцип Ле-Шателье. Его универсальность. Примеры обратимых процессов (растворимость, электрохимические процессы) и условия их смещения. Константа равновесия. Её физический смысл.

34.  Растворы. Типы растворов. Сольватация, гидратация. Растворы неэлектролитов. Температура кипения и замерзания растворов. Закон Рауля.

35.  Закон Рауля. Его суть и практическое значение.

36.  Свойства растворов. Растворимость. Произведение растворимости. Концентрация растворов. Различные способы выражения концентраций.

37.  Сильные и слабые электролиты. Коэффициент активности электролита и неэлектролита. Константа и степень диссоциации слабых электролитов. Сильные электролиты. Активность.

38.  Диссоциация воды. Водородный показатель. Ионное произведение воды.

39.  Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Константа диссоциации.

40.  Диссоциация воды. Водородный показатель pH и его влияние на ход процессов. Кислотные дожди.

41.  Состав природных вод. Жесткость воды (временная и постоянная). Способы снижения жесткости воды.

42.  Гидролиз. Константа и степень гидролиза.

43.  Вещество в растворе. Вода как среда и как сореагент. Электролиты. Условия необратимости ионообменных реакций.

44.  Окислительно-восстановительные реакции. Эквиваленты. Степень окисления элемента в химических соединениях.

45.  Инженерная химия. Охарактеризуйте важнейшие темы этого блока. Какие темы наиболее применимы в вашей профессии?

46.  Металлы. Физико-химические свойства металлов. Их обоснование.

47.  Важнейшие конструкционные материалы (металлы, сплавы, полимеры). Как улучшить свойства сплава и пластмассы (твердость, жаростойкость, коррозионную устойчивость).

48.  Электрохимические процессы. Окислительно-восстановительные реакции как источник энергии. ЭДС гальванического элемента и природа металла.

49.  Два типа электрохимических процессов – переход химической энергии в электрическую и наоборот. Важнейшая количественная характеристика процесса. Её физический смысл и практическое применение.

50.  Электрохимические процессы, их особенности. Рассмотрите их с трёх точек зрения - структурной, термодинамической, кинетической.

51.  Электрохимические процессы. Термодинамика электрохимических процессов. Основные условия протекания электрохимических процессов.

52.  Теория гальванических элементов. Физический смысл электродного потенциала. Его связь с изобарным потенциалом.

53.  Механизм возникновения электрического тока в гальваническом элементе. Электродные потенциалы. Таблица стандартных потенциалов.

54.  Устройство гальванического элемента. Расчет электродвижущей силы гальванического элемента. Уравнение Нернста. Типы аккумуляторов.

55.  Двойной электрический слой. Условия его образования. Основное электрохимическое уравнение превращения энергии.

56.  Электролиз. Законы Фарадея. Перенапряжение. Выход по току.

57.  Коррозия металлов. Классификация коррозионных процессов. Поляризация. Способ защиты от коррозии. Коррозия с кислородной, водородной деполяризацией.

58.  Электрохимическая коррозия, её структурное, термодинамическое и кинетическое описание. Защита металлов от коррозии. Деполяризация.

59.  Использование электрохимических процессов в инженерной практике: ХИТ, защита металлов от коррозии, электролиз с растворимым анодом.

60.  Гетерогенные окислительно-восстановительные реакции в растворах. Их механизм и практическое использование (ХИТ, электролиз, защита от коррозии).