Тема 6. Водные растворы электролитов

Литература. [1], гл. VIII, § 8.4-8.7; задачи для самоконтроля: с. 224, №8.10 – 8.12; с. 231, № 8.13, 8.14;

[2], гл. 7, § 7.4-7.7;

[3], с. 79-88; вопросы и задачи: с. 160-167, № 9-1 – 9-117;

[5], гл. VI, примеры решения задач: с. 181-182, примеры № 5, 6; контрольные вопросы и задачи: с. 184,№ 31-60.

 

 

Вопросы для самопроверки

 

1. Какие вещества называются электролитами?

2. Что такое электролитическая диссоциация?

3. Что называется степенью электролитической диссоциации?

4. Чем отличаются сильные электролиты от слабых?

5. Как зависит степень электролитической диссоциации от концен-трации раствора?

6. Что такое константа диссоциации?

7. Какова взаимосвязь между степенью диссоциации и константой диссоциации слабого электролита?

8. Что называется ионным произведением воды?

9. Что называется водородным показателем?

10. Каково значение рН в нейтральной, кислой, щелочной средах?

11. Что называется произведением растворимости труднорастворимого электролита?

12. Что называется гидролизом?

13. В какую сторону смещается равновесие реакции гидролиза соли при разбавлении раствора? при нагревании раствора? Ответ объясните.

14. Дайте определение понятиям “активность”, “коэффициент ак-тивности”.

15. Какие растворы называют коллоидными?

16. Чем определяется устойчивость коллоидных растворов?

 

Должен знать: основные положения теории электролитической диссоциации; понятия степени диссоциации, константы диссоциации, сильного и слабого электролита, ионного произведения воды, водородного показателя рН, активности и коэффициента активности; понятие произведения растворимости малорастворимых электролитов; сущность процесса гидролиза солей; основы теории кислот и оснований.

Должен уметь: записывать уравнения электролитической диссоци-ации и выражение для константы диссоциации электролита; рассчитывать водородный показатель рН по заданным концентрациям Н+и ОН-и наоборот; рассчитывать степень диссоциации слабого электролита по данным о концентрации и значению константы диссоциации этого элек-тролита; рассчитывать активность ионов в растворе; вычислять произ-ведение растворимости для малорастворимого электролита и делать вывод об условиях выпадения осадка этого электролита; записывать ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей и объяснять, какими свойствами, кислыми, основными или нейтральными, должен обладать водный раствор конкретной соли.

 

ТЕМА 7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

Литература. [1], гл. IX, § 9.1;задачи для самоконтроля: с. 259, № 9.1;

[2], гл. VIII;

[3], с. 89-97; вопросы и задачи: с. 168-173, № 10-1 – 10-120;

[5], гл. VII, контрольные вопросы и задачи: с. 216-218, № 1-20.

 

 

Вопросы для самопроверки

 

1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными и чем они отличаются от обменных реакций?

2. Что называется степенью окисления или окислительным числом атома?

3. Какие вещества называются окислителями и какие восстанови-телями?

4. Какие элементы периодической системы Д.И. Менделеева обладают наиболее сильными окислительными и восстановительными свойствами?

5. Назовите наиболее часто применяемые окислители и восста-новители.

6. Приведите классификацию окислительно-восстановительных реакций.

7. Каковы основные этапы метода электронного баланса при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций?

8. Каким образом можно предсказать вероятность протекания окислительно-восстановительной реакции?

 

Должен знать: правила определения степени окисления элементов; сущность процессов окисления и восстановления; основные виды окислительно-восстановительных реакций; важнейшие окислители и восстановители.

Должен уметь: определять степени окисления элементов в соединениях и отличать окислительно-восстановительные реакции от обменных; описывать окислительно-восстановительную способность элементов и их соединений по их положению в периодической системе элементов; составлять и уравнивать окислительно-восстановительные реакции методом электронного баланса; определять направление протекания окислительно-восстановительных реакций по величине изменения энергии Гиббса G.

 

ТЕМА 8. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Литература. [1], гл. IX, § 9.2-9.7; задачи для самоконтроля: с. 275, № 9.10 – 9.12;

[2], гл. IX, § 9.1-9.3;

[3], с. 98-106; вопросы и задачи: с. 174-180, № 11-1 – 11-90;

[5], гл. VII, примеры решения задач: с.213 – 216; контрольные вопросы и задачи: с. 218-223, № 21-90.

 

Вопросы для самопроверки

 

1. Что называется стандартным электродным потенциалом?

2. Как устроен стандартный водородный электрод?

3. Какие факторы влияют на потенциал металлического электрода?

4. Что такое ряд напряжений металлов? Каков принцип его постро-ения?

5. Что называется гальваническим элементом?

6. Какие реакции протекают при работе гальванического элемента?

7. Как определить электродвижущую силу гальванического элемента?

8. Изложите сущность процесса электролиза расплавов и растворов солей.

9. Какова последовательность электродных процессов на катоде электролизера?

10. Какова последовательность электродных процессов на аноде электролизера?

11. Что такое выход по току и от каких факторов он зависит?

12. Приведите формулировки законов Фарадея.

 

Должен знать: понятие стандартного электродного потенциала; устройство водородного электрода; принцип работы гальванического элемента; уравнение Нернста; сущность процесса электролиза расплавов и

 

растворов электролитов; последовательность восстановления катионов на катоде и окисления анионов на аноде; законы Фарадея.

Должен уметь: вычислять электродные потенциалы при нестан-дартных условиях; составлять схему гальванических элементов с указанием анода, катода и направления движения электронов; вычислять ЭДС гальванического элемента, в том числе и для нестандартных условий; составлять схемы процесса электролиза расплавов и растворов электролитов с нерастворимыми и растворимыми электродами; проводить расчеты количества вещества, образующегося при электролизе, времени электролиза или силы тока с использованием законов Фарадея.