Среда, 29.11.2023, 00:01
Соседние файлы в папке Шпоры
ОмГТУ 1 семестр 1 курса. содержит 69 вопросов. Затрагивает темы:
1. Основные определения химии: хим. Элемент, атом, молекула, хим. символы.
2. Кол-ные законы химии: сохран. массы, закон сохран. Энергии, закон эквивалентови кратных отношений, закон Авогадро.
3. Относительная атомная и молекулярная массы. Моль. Молярная масса.
4. Стехиометрические расчеты.
5. Способы выражения состава растворов.
6. Химические эквиваленты. Эквивалент соединения. Закон эквивалентов. Расчет эквивалентов элементов и сложных веществ (оксидов, оснований, кислот и солей).
7. Простые вещества и химические соединения. Классификация и номенклатура неорганических соединений.
8. Оксиды: основные, кислотные, амфотерные, названия оксидов. Зависимость характера оксидов от степени окисления элемента. Химические свойства оксидов.
9. Гидрооксиды основные, амфотерные. Способы их получения, химические свойства и их названия.
10. Соли: нормальные, кислые и основные. Номенклатура солей. Получение и свойства солей.
Строение атома и периодическая система.
11. Строение атома.
12. Квантово-механическая модель атома.
13. квантовые числа. Атомные орбитали. Принци Паули. Правило Гунда.
14. Правило и порядок заполнения атомных орбиталей.
15. Строение многоэоектронных атомов. Элементы: s, p,d,f-семейства.
16. Периодическая система элементов Менделеева и периодический закон.
17. Периодичность изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств химических элементов и их соединений.
18. Характеристики химической связи.
19. Природа химической связи.
20. Типы химической связи.
21. Ковалентная связь с позиций метода валентных связей.
21
. Понятие о методе молекулярных орбиталей.
22. Образование ковалентной связи по обменному и донорно-акцепторному механизму.
23. Ковалентная связь и её особенности.
24. Ионная связь и её особенности. Структура ионных соединений.
25. Металлическая связь и её характерные особенности. Зонная теория.
26. Основные виды межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь. Донорно-акепторное взаимодействие молекул.
Химическая термодинамика и кинетика.
27. Тепловые эффекты химических реакций и закон сохранения энергии: теплосодержание и теплота.
28. Внутренняя энергия, теплота, работа. Первый закон термодинамики.
29. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования и сгорания веществ.
30. Закон Гесса и следствие из него.
31. Энтропия. Второе начало термодинамики.
32. Свободная энергия Гиббса, свободная энергия Гельгмольца. Условие самопроизвольного протекания химических процессов.
33. Скорость химической реакции в гомогенных и гетерогенных системах.
34. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Константа скорости реакции, кинетическое уравнение. Молекулярность и порядок реакции.
35. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.
36. Энергия и энтропия активации химической реакции. Понятие об активированном комплексе.
37. Зависимость скорости химической реакции от катализатора.
38. Понятие хим. равновесия. Прямая и обратная реакция. Константа химического равновесия. Её связь с изменением энергии Гиббса.
39. Факторы, влияющие на смещение хим. равновесия. Принцип Ле-Шаталье.
40. Растворимость в неэлектролитах: закон Генри. Изменении энтальпии и энтропии при растворении.
41. Закон идеальных растворов.
42. Теория электролитической диссоциации Арлениуса. Электролиты и неэлектролиты.
43. Водные растворы электролитов. Активность и коэффициент активности. Константа диссоциации. Ионное произведение воды. Водородный показатель рн.
44. Реакции в растворах электролитов. Ионное равновесие. Ионно-обменные реакции. Молекулярное и ионное уравнения.
45. Типы гидролиза солей. Уравнение гидролиза. Среда растворов солей. Степень гидролиза. Полно протекания гидролиза солей.
46. Гидролиз и химическое равновесие. Константа гидролиза. Смещение равновесия гидролиза.
47. Комплексные соединение в водных растворах. Состав комплексного соединения. Номенклатура комплексных соединений. Устойчивость комплексных соединений в водных растворах.
48. Дисперсные системы. Коллоидное состояние вещества.
49. Состояние вещества на границе раздела фаз. Сорпция и сорпционные процессы.
50. Поверхностно-активные вещества (ПАВ).
51. Устойчивость и коагуляция дисперсных систем.
52. Мицелла и её строение. Двойной электрический слой.
53. Окислительно-восстановительные реакции. Общее понятие и определение. Классификация окислительно-восстановительных реакций.
54. Подбор стехиометрических коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях методом электронного баланса.
55. Гетерогенные окислительно-восстановительные реакции. Явление на границе металл-водный раствор электролита.
56. Возникновение скачков потенциалов на границе раздела фаз. Стандартные электронные потенциалы и окислительно-восстановительные потенциалы. Ряд напряжения металлов.
57. Зависимость величины электронных потенциалов от концентрации растворов. Уравнение Нереста. Электродвижущая сил.
58. Медноцинковый гальванический элемент.
59. Гальванический элемент: электрохимические схемы, катодные и анодные процессы, токообразующие реакции.
60. Электролиз: катодные и анодные процессы, суммарная реакция электролиза, законы электролиза.
61. Аккумуляторы и топливные элементы.
62. Электрохимическая коррозия металлов: анодные и катодные процессы, основные виды коррозии.
63. Методы защиты от коррозии.
67. Качественный и количественный анализ.
68. Физико-хим. анализ (титрование, куллонометрия, колориметрия).
69. Физический анализ (спектрометрия).
Вопросы к экзамену первой части курса «Общая и неорганическая химия»
Экзаменационные
билеты включают два теоретических
вопроса из представленных ниже и одно
практическое задание, подобное тем,
которые разбирались в ходе изучения
дисциплины. При этом вопросы и задание
подобраны таким образом, что все они
относятся к разным темам изучаемой
дисциплины.
1. Атом –
наименьшая частица химического элемента.
Число Авогадро. Относительные массы
атомов. Углеродная шкала атомных масс.
Абсолютные массы атомов.
2. Составные
части атомов – электроны и ядро, их
заряды и массы. Состав атомного ядра –
протоны и нейтроны, их заряд и масса.
Понятие об изотопах и изобарах.
3. Неприменимость законов классической
физики к описанию движения микрочастиц.
Двойственная природа света. Фотоны.
Взаимосвязь массы и энергии. Уравнение
Эйнштейна. Корпускулярно-волновой
дуализм материи. Уравнение де-Бройля.
4. Характеристика
энергетического состояния электрона
в атоме четырьмя квантовыми числами.
Главное квантовое число как основная
энергетическая характеристика электрона
в атоме. Главное квантовое число и
размеры электронного облака.
5. Орбитальное
квантовое число, его физический смысл
и возможные значения. Форма электронного
облака для s-, p- и d-состояний электрона.
6. Магнитное
квантовое число, его физический смысл
и возможные значения. Ориентация p- и
d-электронных облаков в пространстве.
7. Спиновое
квантовое число, его физический смысл
и возможные значения.
8. Многоэлектронные
атомы. Принцип Паули. Максимальное число
электронов в энергетических ячейках
(атомных орбиталях), в электронных
оболочках и слоях. Правило Хунда.
9. Периодическая
система элементов и ее связь со строением
атомов. Периодические и непериодические
свойства элементов. Физический смысл
порядкового номера элемента в системе.
Современная формулировка периодического
закона.
10. Последовательность
заполнения электронных оболочек и слоев
в атомах. Принцип наименьшей энергии,
правило Клечковского. Способы изображения
электронных структур атомов.
11. Периоды,
группы, подгруппы и семейства s-, p-, d- и
f-элементов с точки зрения электронного
строения атомов. Объяснение различной
длины периодов. Длинно- и короткопериодный
варианты системы.
12. Периодические
свойства атомов. Радиусы (размеры) атомов
и ионов и их изменение по периодам и
группам периодической системы. d- и
f-сжатие.
13. Энергия
ионизации атомов и ее изменение по
периодам и группам периодической
системы.
14. Сродство к
электрону, электроотрицательность
атомов, их изменение по периодам и
группам периодической системы.
15. Основные
характеристики химической связи
(энергия, длина, валентные углы).
16.
Основные положения метода валентных
связей (метода ВС). Типы перекрываний
электронных облаков при образовании
-
и -связей.
17.
Донорно-акцепторный механизм образования
ковалентной связи. Строение ионов NH4+
и BF4-.
Максимальная ковалентность атомов
элементов II и III периодов периодической
системы и d-элементов.
18.
Направленность ковалентной химической
связи. Образование связей за счет s- и
p-электронных облаков. Строение молекул
H2S
и PH3.
Углы связей в этих молекулах.
19.
sp-, sp2
и sp3-гибридизации.
Форма и пространственное расположение
гибридных электронных облаков. Строение
молекул BeH2,
BF3,
CH4.
Углы связей в этих молекулах.
20.
Участие неподеленных электронных пар
в гибридизации. Строение молекул NH3
и H2O.
Углы связей в этих молекулах. Гибридизация
с участием d-орбиталей. Строение молекул
PF5
и SF6.
Углы связей в этих молекулах.
21.
Одинарные и кратные химические связи.
-
и -связи.
Строение молекул C2H6,
C2H4,
C2H2,
N2.
Влияние кратности связи на ее энергию
и межъядерное расстояние.
22. Ионная
химическая связь. Ненаправленность и
ненасыщаемость ионной связи. Структура
ионных соединений. Простейшие типы
взаимной координации ионов в кристаллах.
23. Ковалентная
химическая связь. Неполярная ковалентная
связь и ионная связь как крайние случаи
полярной ковалентной связи.
24. Металлическая
связь. Межмолекулярное взаимодействие
(ориентационное, индукционное,
дисперсионное). Примеры.
25. Водородная
связь как особый случай межмолекулярного
взаимодействия.
26. Энергетика
химических процессов. Внутренняя энергия
и энтальпия. Тепловой эффект реакции.
Теплота (энтальпия) образования
химического соединения. Закон Гесса и
следствия из него.
27. Понятие об
энтропии. Изменение энтропии при фазовых
превращениях (испарении, конденсации,
плавлении, кристаллизации) и в химических
реакциях.
28. Понятие о
свободной энергии Гиббса
(изобарно-изотермическом потенциале).
Связь свободной энергии Гиббса с тепловым
эффектом реакции и изменением энтропии.
Критерии возможности и невозможности
протекания химической реакции.
29. Химическая
кинетика. Скорость химической реакции.
Средняя и истинная (мгновенная) скорость.
Единицы измерения. Факторы, влияющие
на скорость химической реакции.
30. Зависимость
скорости химической реакции от
концентраций реагирующих веществ. Закон
действия масс. Константа скорости
реакции. Молекулярность и порядок
реакции. Влияние давления на скорость
реакции.
31. Зависимость
скорости химической от температуры.
Правило Вант-Гоффа. Температурный
коэффициент скорости реакции. Энергия
активации. Уравнение Аррениуса.
32. Явление
катализа. Катализаторы и ингибиторы.
Механизм гомогенного катализа (теория
образования промежуточных соединений).
33.
Обратимые и необратимые реакции.
Химическое равновесие. Константа
равновесия. Вывод выражения для Кр
и ее физический смысл. Равновесные
концентрации компонентов, их расчет.
34. Сдвиг (смещение) химического
равновесия. Принцип Ле-Шателье, его
формулировка и применение для объяснения
смещения химического равновесия при
изменении концентраций веществ,
температуры и давления.
35. Степень
диссоциации электролита и ее зависимость
от природы электролита, концентрации
раствора и температуры. Сильные и слабые
электролиты.
36. Диссоциация
слабых электролитов. Константа
диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
Ступенчатая диссоциация. Влияние
одноименного иона на диссоциацию слабого
электролита.
37. Электролитическая
диссоциация молекул воды. Ионное
произведение воды. Нейтральные, кислые
и щелочные растворы. Водородный и
гидроксильный показатели рН и рОН.
Буферные растворы.
38. Гетерогенные
равновесия в растворах электролитов.
Произведение растворимости малорастворимого
электролита. Расчет ПР по растворимости
и наоборот. Влияние одноименного иона
на растворимость малорастворимого
электролита. Условие образования и
растворения осадков.
39. Гидролиз
солей. Типичные случаи гидролиза
(привести примеры). Степень гидролиза
соли, ее зависимость от природы соли,
концентрации раствора и температуры.
40. Особые случаи
гидролиза солей (полный гидролиз,
совместный гидролиз двух солей). Привести
примеры.
41. Константа
гидролиза соли и ее выражение через
ионное произведение воды и константы
диссоциации слабых кислот и оснований.
Связь константы гидролиза со степенью
гидролиза соли и концентрацией раствора.
42.
Окислительно-восстановительные реакции.
Степень окисления атомов в соединениях,
ее вычисление. Процессы окисления и
восстановления. Окислители и восстановители
и их классификация.
43. Составление
уравнений окислительно-восстановительных
реакций методом электронного баланса.
Реакции в кислых, нейтральных и щелочных
растворах. Составление уравнений
окислительно-восстановительных реакций
методом электронного баланса. Привести
примеры.
44. Типы
окислительно-восстановительных реакций
(межмолекулярного окисления-восстановления,
диспропорционирования, внутримолекулярного
окисления-восстановления). Привести
примеры.
45. Полимеры и
олигомеры. Методы получения полиэтилена,
полистирола, фенолформальдегидных
полимеров, каучуков.
2 SO2
+ O2
= 2SO3
При увеличение
объема системы в 3 раза, давление каждого
из компонентов уменьшится в 3 раза.
Т.е. скорость
реакции уменьшится в 27 раз.
К – константа
скорости, не зависит от концентрации
реагирующих веществ, зависит от природы
реакции и условий проведения реакции.
К – удельная скорость реакции, она
численно равна скорости реакции в тот
момент, когда концентрации исходных
веществ равны 1 моль/л.
Ответ: уменьшится
в 27 раз.
А2
(г) + В2
(г) ↔ 2
АВ (г), γпрямой
=2, γобратной
= 3.
Смещение равновесия
происходит по принципу Ле-Шателье.
При увеличении
температуры в большей степени ускорится
обратная реакция (γобратной
= 3),
следовательно, данная обратимая реакция
экзотермическая ( теплота выделяется):
А2
(г) + В2
(г) ↔ 2
АВ (г) + Q
С
H2SO4
= n H2SO4
/
V раствора
n H2SO4
=
m H2SO4
/
M H2SO4
=
24.5 г / 98 г/моль = 0,25 моль
С H2SO4
= n
H2SO4
/ V
раствора = 0,25 моль / (250 / 1000) л = 1 моль/л
или 1М
N H2SO4
= n экв H2SO4
/
V раствора
n экв
H2SO4
=
2 ·
n H2SO4
=
2 ·0,25
= 0,5 моль
N
H2SO4
= n
экв H2SO4
/ V
раствора = 0,5 моль / 0,25 л = 2 моль/л или 2Н
Ответ : 1М, 2Н.
С исходная
СН3СООН
= С СН3СООН
+С продиссоциир СН3СООН
=
= С СН3СООН
+ С Н+
= 5,56 ·10-4
+ 10-4
= 6,56 ·10-4
моль/л
Ответ: 6,56 ·10-4
моль/л
, 0,15 ( 15 %).
рН
= – lg C H+
C
H+
= 10–pH
= 10–2.87
= 0.0013489
= 1.35 · 10-3
моль/л
С СН3СОО–
= С Н+
= 1.35 · 10-3
моль/л
= С СН3СООН
+ С Н+
= 0,101 + 1.35 · 10-3
= 0,10235
моль/л
V раствора = 1 л
n
СН3СООН
= C
исходная СН3СООН
· V раствора = 0.10235 моль
m СН3СООН
= n
СН3СООН
·M
СН3СООН
= 0.10235 ·60 = 6.15 г
Получение: NaOH
+ HNO2
= NaNO2
+ H2O
(молекулярная форма)
Na+
+ OH–
+ HNO2
= Na
+
+ NO2-
+ H2O
OH–
+ HNO2
= NO2-
+ H2O
NaNO2
–
соль слабой
кислоты и сильного основания, подвергается
гидролизу по аниону.
H2O
↔H++OH-
(слабый электролит, диссоциирует
обратимо).
Расчет
рН 0,01Н
раствора NaNO2.
Кг – константа
гидролиза.
pOH = -lg C
OH–
= -lg 5·10-7
= 6.3
pH = 14 –
pOH = 14 – 6.3 = 7.7
2 KMn+7O4
+ 10 KI–1
+ 8 H2SO4
= 5 I20
+ 2Mn+2SO4
+ 2 MnSO4
+ 6K2SO4
+ 8 H2O
2I–
–2 e
= I2
полуреакция окисления,
MnO4–
+ 5e
+ 8 H+
= Mn2+
+ 4 H2O
полуреакция восстановления
I–
(KI
) – восстановитель, окисляется.
Mn+7
(KMnO4
) – окислитель,
восстанавливается.
Сl20+
Na2S+4O3
+ H2O
= Na2S+6O4
+ 2 HCl–1
SO32–
–2e
+ H2O
= SO42–
+ 2 H+
полуреакция окисления,
Сl2
+2 e
= 2 Cl–
полуреакция восстановления
S+4
(Na2SO3
) – восстановитель, окисляется.
Сl20
– окислитель, восстанавливается.
2 ZnS (кр)
+3 О2
(г)= 2 ZnO
(кр) + 2 SO2
(г)
p
= 101 кПа, Т = 998 К,
по уравнению Кирхгофа:
2
ZnS (кр) +3 О2
(г)= 2 ZnO
(кр) + 2 SO2
(г)
ΔfH0298
, кДж/моль
–205.4 0 –350.6 –296.9
Ср0,
Дж/моль·К
45.52 29.35 40.25
39.9
∆rH0298-стандартная
энтальпия реакции, равна разности сумм
энтальпий продуктов и исходных веществ
с учетом коэффициентов.
∆rH0298=
2·∆fH0298
(ZnO
(кр)) +
2·∆fH0298(SO2
(г)) –
2·∆fH0298(ZnS
(кр)) –
3·∆fH0298(О2
(г)) =
= 2·( – 350.6) + 2 ·
(–296.9) – 2 · (– 205.4)
– 0 = –884.2
кДж
= 2·
Ср 0298
(ZnO
(кр)) + 2· Ср
0298
(SO2
(г)) – 2· Ср
0298
(ZnS
(кр)) – 3·
Ср 0298
(О2
(г)) =
= 2· 40.25 + 2 · 39.9 – 2
· 45.52 – 3 · 29.35 = – 18.79 Дж/К
= – 884.2·1000 + (–
18.79) 700 = –897353 Дж = – 897.353 кДж
Тепловой эффект
Q = –
Ответ: 897.353 кДж
½ Cl2
(г) + ½ Н2
(г) = НСl (г)
Стандартные
условия : Т = 298 К, Р = 101 кПа
S0298,
Дж/моль·К
222,9 130,52 186,8
∆rS0298=
S0298
(НСl (г))
– ½ ·S0298
(Cl2
(г))
– ½ · S0298
(Н2
(г)) =
= 186,8 – ½ ·22,9 – ½
· 130,52 = 10,09 Дж/К
Ответ: 10,09 Дж/К
Fe2O3
(кр) + 3Н2
(г) = 2Fe (кр) + 3Н2О
(г)
Стандартные
условия: p
= 101 кПа, Т = 298 К.
Термодинамическая
вероятность протекания определяется
значением изменения энергии Гиббса
реакции:
∆H0298
, кДж/моль
–822,2 0 0 –241,82
S0298,
Дж/моль·К 87,4 130,52
27,15 188,72
∆H0298=
2 · ∆fH0298
(Fe (кр))
+ 3 · ∆fH0298
(Н2О(г))
– ∆fH0298(Fe2O3
(кр))
– 3 · ∆fH0298(Н2
(г))
=
= 2 · 0 +
3 · (–241,82) – (– 822,2) – 3 · 0 = 96,74 кДж
∆S0298=
2 · S0298
(Fe (кр))
+ 3 · S0298
(Н2О(г))
– S0298
(Fe2O3
(кр))
– 3 · S0298
(Н2
(г))
=
= 2 ·
27,15 + 3 · 188,72 – 87,4 – 3 · 130,52 = 141,5 Дж/К
Это значит, что
данная реакция термодинамически
невозможна при стандартных условиях.
Считаем, что
энтальпия и энтропия реакции не зависят
от температуры, тогда:
Т.е. термодинамическое
равновесие наступит при температуре
684 К.
Ответ: 684 К
Электродами первого
рода являются:
1. Электроды,
состоящие из элементарного вещества,
находящегося в контакте с раствором,
содержащим его собственные ионы.
Металлический
электрод обратим по отношению к катиону.
Его электродный потенциал:
б) Газовый электрод
в качестве одного из компонентов
электродной пары содержит газ (H2,
Cl2
и др.), адсорбированный на химически
инертном проводнике первого рода (обычно
платина, покрытая платиновой чернью).
При контакте адсорбированного газа с
раствором собственных ионов устанавливается
равновесие. Для хлорного и водородного
электродов это равновесие можно
представить уравнениями:
Соответствующие
им уравнения Нернста имеют вид:
Очевидно, что их
электродный потенциал зависит от
давления и активности (концентрации)
ионов в растворе.
2. Редокс-электроды
состоят из электрохимически инертного
проводника (платины, графита и т. д.),
погруженного в раствор, в котором
находятся окисленная и восстановленная
формы потенциалопределяющего вещества.
Такой инертный проводник способствует
передаче электронов от восстановителя
к окислителю через внешнюю цепь. Примерами
таких электродов могут служить
редокс-электроды с ионами в различных
степенях окисления: (Pt) Sn4+,
Sn2+,
(Pt) Fe3+,
Fe2+.
Кислородный
электрод по устройству аналогичен
водородному – представляет собой
платиновую пластинку, покрытую платиновой
чернью, погруженную в раствор основания,
через который пропускается кислород.
О2
+ Н2О
+ 4е ↔
4 ОН–
Потенциал
кислородного электрода в растворе КОН
и NH4OH
одинаковой концентрации ( 0,001 моль/л) не
будут одинаковы, т.к. р Н в названных
растворах различны.
КОН = К+
+ ОН– (сильный
электролит)
С ОН–
= С КОН =
0,001 моль/л
рОН = – lg С ОН–
= – lg
0.001 = 3
pH
= 14–3 = 11
NH4OH
↔
NH4+
+ ОН– (сильный
электролит)
C
ОН– =
C
NH4OH
·
α
= 0.001 ·
0.13 = 1.3 ·
10-4
моль/л
рОН = – lg С ОН–
= – lg
1.3 ·
10-4
= 3.9
pH
= 14–3.9
= 10.1
К катоду движутся:
Cu2+,
Н2О.
К аноду движутся:
Cl–
, Н2О.
При электролизе
протекают следующие процессы:
К (+) Сu2+
+ 2е = Cu
А (–) 2Сl – 2e = Cl2
Суммарно: CuCl2
= Cu
+ Cl2
г
( столько разложилось)
Ответ: масса катода
увеличилась на 15,875 г, через раствор
прошло 48250Кл электричества, разложилось
33,625 г хлорида меди.
А (– ) Fe – 2e = Fe2+
анодная реакция
K(
+) 2 H2O
+ O2
+ 4e
= 4OH–
катодная реакция
Суммарно: 2 Fe + 2 H2O
+ O2
= 2 Fe2+
+ 4OH–
Далее
идут вторичные процессы:
2 Fe(OH)2
+ O2
= 4 FeO (OH) + 2 H2O
m Fe(OH)2
=
0.125 г
n Fe(OH)2
= m Fe(OH)2
/ M Fe(OH)2
= 0.125 / 90 = 0.00139 моль
m Fe = n Fe
·
М
Fe= 0,00139 ·
56 = 0,07784 г
n Fe = n
Fe(OH)2
= 0.00139 моль
n O2
= n Fe / 2 = 0.000695 моль
V O2
= n O2
·
Vm = 0.000695 ·
22.4 = 0.016 л
Ответ: 0,016 л, 275,7
Кл.
Катодные
процессы используют для получения
покрытий на изделиях (покрываемое
изделие – катод, на него осаждают
положительно заряженные ионы металлов
из растворов их соединений при пропускании
электрического тока). Количественно
эти процессы описываются законом Фарадея
с учетом побочных процессов, которые
сводятся к выделению на поверхности
покрываемого металла водорода, качественно
– типом и составом электролита, режимом
электролиза.
Примеры – цинкование,
кадмирование, хромирование железа.
Цинкование железа
– процесс нанесения на сталь цинка, в
результате чего образуется пара Fe-Zn,
препятствующая коррозии.
(–) Zn
+ 2e
= Zn
(+) Zn
– 2e
= Zn2+
Обезжиривание
–– удаление с изделий жирных загрязнений
и оксидов. Жиры, по своей химической
природе делятся на: омыляемые и
неомыляемые, практически нерастворимы
в воде и для их удаления с поверхности
металла применяются различные способы
в зависимости от природы жиров.
Электрохимическое
обезжиривание проводят в щелочных
растворах примерно того же состава, что
и химическое. В состав щелочных
обезжиривающих растворов входят едкая
щелочь, фосфаты, силикаты, кальцинированная
сода. Минеральные жиры не разрушаются
в щелочных растворах, но образуют под
их воздействием водные эмульсии, что
облегчает дальнейшее удаление с
поверхности металла. Сила сцепления
жиров с поверхностью металла довольна
большая. Поэтому в щелочные обезжиривающие
растворы добавляют специальные
добавки-эмульгаторы: жидкое стекло,
стеарин, смачивающие поверхностно-активные
добавки, которые понижают поверхностное
натяжение на границе двух фаз. Одним из
очень важных условий, гарантирующих
полное удаление с поверхности изделий
омыляемых и неомыляемых жиров, является
повышенная температура щелочных
растворов. Мыла, получающиеся в результате
обезжиривания, растворяются в горячих
щелочах значительно лучше, чем в холодных.
Рекомендуемая температура щелочных
растворов от 60-90 0С.
Движение моющего щелочного раствора
относительно поверхности деталей во
много раз ускоряет моющее действие.
Поэтому, перемешивание раствора, струйная
его подача на детали, ультразвуковое
колебание раствора следует применять
как для ускорения процесса, так и для
улучшения очистки. Электрохимическое
обезжиривание
применяют после полировки, предварительной
химической или механической очистки и
после монтажа изделий для удаления
последних остатков жировых загрязнений
перед декапированием или перед покрытием.
Благодаря быстроте процесса и высокому
качеству очистки, электролитическое
обезжиривание является наиболее
целесообразным видом обезжиривания
для всех изделий. Очистка изделий при
электрохимическом обезжиривании
происходит в процессе электролиза –
пропускания постоянного тока через
электролит, когда сами изделия играют
роль катода или анода. В первом случае
на поверхности обезжириваемых деталей
бурно выделяются пузырьки водорода, во
втором – кислорода. При этом они в
течение первых же секунд разрывают и
удаляют пленку жировых загрязнений.
Роль щелочного раствора является
вспомогательной и заключается в
образовании эмульсии с частицами масла,
а также омылении жиров животного и
растительного происхождения. В отличие
от химического обезжиривания в крепких
растворах щелочей скорость
электрообезжиривания почти не зависит
от температуры и концентрации электролита
и определяется плотностью тока. В
качестве электродов завешивают листы
никелированного железа или нержавеющей
стали. Переключение на анод имеет своей
целью дополнительную очистку кислородом
и частичное устранение вредного
воздействия водорода.
Для получения
хороших результатов обезжиривания
необходимо соблюдение следующих правил:
К
металлам подгруппы железа относятся:
железо Fe, никель Ni,
кобальт Co.
Железо — типичный
металл, в свободном состоянии —
серебристо-белого цвета с сероватым
оттенком. Чистый металл пластичен,
различные примеси (в частности —
углерод) повышают его твердость и
хрупкость. Обладает ярко выраженными
магнитными свойствами. Для железа
характерен полиморфизм, он имеет четыре
кристаллические модификации (α-Fe , β-Fe,
γ-Fe , δ-Fe). Явление полиморфизма чрезвычайно
важно для металлургии стали. Именно
благодаря α—γ переходам кристаллической
решётки происходит термообработка
стали. Без этого явления железо как
основа стали не получило бы такого
широкого применения.
Железо тугоплавко,
относится к металлам средней активности.
Температура плавления железа 1539 °C,
температура кипения — 2862 °C.
На
воздухе железо легко окисляется в
присутствии влаги (ржавление):
Накалённая
железная проволока горит в кислороде,
образуя окалину — оксид железа (II,III):
При
высокой температуре (700–9000C)
железо реагирует с парами воды:
Железо
реагирует с неметаллами при нагревании:
Железо
легко растворяется в соляной и разбавленной
серной кислотах:
В
концентрированных кислотах–окислителях
железо растворяется только при нагревании
(на
холоде концентрированные азотная и
серная кислоты пассивируют железо).
Железо
вытесняет металлы, стоящие правее его
в ряду напряжений из растворов их солей.
Железо —
один из самых используемых металлов,
на него приходится до 95 % мирового
металлургического производства. Железо
является основным компонентом сталей
и чугунов — важнейших конструкционных
материалов. Сталь — важнейший
конструкционный материал для
машиностроения, транспорта, строительства
и прочих отраслей народного хозяйства.
Стали с высокими упругими свойствами
находят широкое применение в машино- и
приборостроении. В машиностроении их
используют для изготовления рессор,
амортизаторов, силовых пружин различного
назначения, в приборостроении — для
многочисленных упругих элементов:
мембран, пружин, пластин реле, сильфонов,
растяжек, подвесок. Пружины, рессоры
машин и упругие элементы приборов
характеризуются многообразием форм,
размеров, различными условиями работы.
Особенность их работы состоит в том,
что при больших статических, циклических
или ударных нагрузках в них не допускается
остаточная деформация. В связи с этим
все пружинные сплавы кроме механических
свойств, характерных для всех
конструкционных материалов (прочности,
пластичности, вязкости, выносливости),
должны обладать высоким сопротивлением
малым пластическим деформациям. В
условиях кратковременного статического
нагружения сопротивление малым
пластическим деформациям характеризуется
пределом упругости, при длительном
статическом или циклическом нагружении —
релаксационной стойкостью.
Металлический
никель Ni
имеет серебристый цвет с желтоватым
оттенком, очень твёрд, вязкий и ковкий,
хорошо полируется, притягивается
магнитом, проявляя магнитные свойства
при температурах ниже 340 °C. Никель
характеризуется высокой коррозионной
стойкостью — устойчив на воздухе, в
воде, в щелочах, в ряде кислот. Химическая
стойкость обусловлена его склонностью
к пассивированию — образованию на
его поверхности плотной оксидной плёнки,
обладающей защитным действием. Никель
активно растворяется в азотной кислоте:
3 Ni + 8
HNO3
= 3 Ni(NO3)2
+ 2 NO + 4 H2O
С
оксидом углерода CO никель легко образует
летучий и весьма ядовитый карбонил:
Ni
+ 4 CO
= Ni(CO)4.
Тонкодисперсный
порошок никеля пирофорный (самовоспламеняется
на воздухе).
Ni
+ ½ O2
= NiO
Никелирование —
создание никелевого покрытия на
поверхности другого металла с целью
предохранения его от коррозии. Проводится
гальваническим способом с использованием
электролитов, содержащих сульфат
никеля(II), хлорид натрия, гидроксид бора,
поверхностно-активные и глянцующие
вещества, и растворимых никелевых
анодов. Толщина получаемого никелевого
слоя составляет 12 — 36 мкм. Устойчивость
блеска поверхности может быть обеспечена
последующим хромированием (толщина
слоя хрома 0,3 мкм). Используется для
защиты стальных изделий.
Кобальт
— твердый металл, существующий в двух
модификациях. При температурах от
комнатной до 427 °C устойчива
α-модификация. При температурах от
427 °C до температуры плавления (1494 °C)
устойчива β-модификация кобальта
(решётка кубическая гранецентрированная).
Кобальт— ферромагнетик. Желтоватый
оттенок ему придает тонкий слой оксидов.
При обычной температуре компактный
кобальт стоек против действия воды и
воздуха. Мелко раздробленный кобальт
на воздухе самовоспламеняется, превращаясь
в СоО:
Со
+ ½ О2
= СоО
Компактный
кобальт начинает окисляться на воздухе
выше 300 °С; при красном калении он
разлагает водяной пар:
Со
+ Н2О
= СоО + Н2.
С
галогенами кобальт легко соединяется
при нагревании, образуя галогениды
СоHal2:
Co
+ Hal2
= СоHal2
В
разбавленных соляной и серной кислотах
кобальт медленно растворяется с
выделением водорода:
Со
+ 2 HCl
= CoCl2
+ H2
Co
+ H2SO4
= CoSO4
+ H2
Разбавленная
азотная кислота растворяет кобальт с
выделением оксидов азота и образованием
нитрата Co(NO3)2.
3 Со
+ 8 HNO3
= 3 Со(NO3)2
+ 2 NO + 4 H2O
Легирование
кобальтом стали повышает её жаропрочность,
улучшает механические свойства. Из
сплавов с применением кобальта создают
обрабатывающий инструмент: свёрла,
резцы, и.т.п.
Скачать шпаргалки
Шпоры по общей химии. 1 курс. 1 семестр
Онлайн всего: 1
Шпоры для школьников и студентов
Главная Регистрация
