Начальный курс химии. В 2 частях. Ч.2. Учебное пособие

МИНИСТЕРСТВО НАУКИ И ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ РФ

ФГБОУ ВО

«ВОРОНЕЖСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИНЖЕНЕРНЫХ ТЕХНОЛОГИЙ»

В. Н. ДАНИЛОВ

НАЧАЛЬНЫЙ КУРС ХИМИИ

ЧАСТЬ 2

Утверждено редакционно-издательским советом университета

в качестве учебного пособия

2-е издание, исправленное и дополненное

ВОРОНЕЖ

2020

1

УДК 54 (075)

ББК Г1я7

Д36

Научный редактор профессор С. И. НИФТАЛИЕВ

Р е ц е н з е н т ы:

кафедра химии Воронежского государственного педагогического университета;

д-р хим. наук В. Н. СЕМЕНОВ (Воронежский государственный университет)

Печатается по решению редакционно-издательского совета

Воронежского государственного университета инженерных технологий

Данилов, В. Н.

Д36 Начальный курс химии (Для студентов-иностранцев) [Текст] В 2 ч. Ч. 2: учеб. пособие / В. Н. Данилов; Воронеж. гос. ун-т инж. технол. – 2-е изд., испр. и доп.– Воронеж : ВГУИТ, 2020. – 107 с.

ISBN 978-5-00032-461-5

Учебное пособие написано для иностранных учащихся подготовительного факультета. Оно предназначено для закрепления теоретического материала курса «Неорганическая химия» и овладения практическими навыками решения химических задач. Пособие включает тематический текстовый материал, таблицы, рисунки, контрольные вопросы и задания, оценочные средства самостоятельного контроля знаний.

акад.», 2010 © Данилов В. Н., 2020, с изменениями

© ФГБОУ ВО «Воронеж. гос. ун-т инж. технол.», 2020

Оригинал-макет данного издания является собственностью Воронежского государственного университета инженерных технологий, его репродуцирование (воспроизведение) любым способом без согласия университета запрещается.

2

ГЛАВА 1. ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

ИЗАКОНОМЕРНОСТИ ИХ ПРОТЕКАНИЯ

1.1.Классификация химических реакций

Словарь

Химические реакции классифицируют по различным признакам. Рассмотрим некоторые из них.

1. По признаку изменения числа исходных и конечных веществ реакции подразделяют на следующие типы: соединения, разложения, замещения и обмена.

Реакции, в результате которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество, называются реакциями соединения. Например, взаимодействие хлороводорода с аммиаком:

HCl + NH3 = NH4Cl

или образование хлорида магния из простых веществ: Mg + Cl2 = MgCl2.

Реакции, в результате которых из одного вещества образуется нескольких новых веществ, называются реакциями разложения. Например, разложение пероксида водорода:

2H2O2 = 2H2O + O2

или разложение перманганата калия:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2,

или разложение гидроксида меди:

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

Реакции между простыми и сложными веществами, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов сложного вещества, называются реакциями

3

замещения. Например, замещение атома свинца цинком в нитрате свинца (II):

Pb(NO3)2 + Zn = Zn(NO3)2 + Pb

или вытеснение брома хлором:

2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2.

Реакции, в результате которых два вещества обмениваясь своими составными частями, образуют два новых вещества, называются реакциями обмена. Например, взаимодействие оксида алюминия с хлороводородной кислотой:

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

или взаимодействие хлорида кальция с нитратом серебра: CaCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl + Ca(NO3)2,

или взаимодействие основания с кислотой

Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H2O.

2. По признаку изменения степени окисления элементов,

входящих в состав реагирующих веществ, выделяют реакции:

- протекающие без изменения степени окисления элементов:

SO2 + H2O = H2SO3;

CaCO3 = CaO + CO2;

- окислительно-восстановительные (идущие с изменением степени окисления элементов):

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu;

Mg + Cl2 = MgCl2.

3. По признаку выделения или поглощения теплоты

различают соответственно реакции: - экзотермические:

H2 + Cl2 = 2HCl, ∆Ho = - 185 кДж; S + O2 = SO2, ∆Ho = - 297 кДж;

- эндотермические:

N2 + O2 = 2NO, ∆Ho = 181 кДж; 2SO3 = 2SO2 + O2, ∆Ho = 284 кДж.

4. По признаку обратимости реакции делятся:

- на необратимые, протекающие в одном направлении: 2KClO3 = 2KCl + 3O2↑;

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O;

4

- обратимые, протекающие в двух взаимно противополож-

Существуют и другие признаки, по которым классифицируют химические реакции. Одна и та же реакция в зависимости от признака может относиться к разным типам реакций. Например, реакция образования хлороводорода из водорода и хлора– это реакция соединения, окислительно-восстановительная, экзотермическая, обратимая.

Контрольные задания

1. Расставьте коэффициенты и укажите уравнения реакций

Контрольные вопросы

1.По каким основным признакам классифицируют химические реакции?

2.Какие вы знаете типы химических реакций?

3.Как называются реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов?

4.Что такое обратимые и необратимые реакции?

5.Какие реакции называются экзо- и эндотермическими?

5

1.2. Окислительно-восстановительные реакции

Словарь

Реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Например, в реакции

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

медь и железо изменяют свои степени окисления: степень окисления меди понижается от+2 до 0, а степень окисления железа повышается от 0 до +2.

Окислительно-восстановительные реакции – самые распространенные и играют большую роль в природе и технике. С ними связано дыхание и обмен веществ в живых организмах. С их помощью получают аммиак, щелочи, азотную, хлороводородную и серную кислоты и многие другие ценные продукты.

Рассмотрим основные положения теории окислительновосстановительных реакций.

1. Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом (Fe0 - 2e- = Fe+2). При окислении степень окисления повышается.

Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом (Cu+2 + 2e- = Cu0). При восстановлении степень окисления понижается.

6

2.Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями. Во время реакции они окисляются.

Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются. Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ, то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями.

3.Окисление всегда сопровождается восстановлением , и наоборот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнением:

восстановитель - e- → окислитель, окислитель + e- → восстановитель.

Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов– окисления и восстановления.

4.Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем. При этом независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или же лишь частично смещаются к одному из -ато мов, условно говорят об отдаче или присоединении электронов.

5.Окислители и восстановители могут быть как простыми, так и сложными веществами (табл. 1).

Атомы большинства типичных металлов в соответствии с их местом в периодической системе элементов Д..ИМенделеева на внешнем энергетическом уровне содержат1-2 электрона и в химических реакциях они отдают их, т. е. окисляются. Металлы обладают восстановительными свойствами.

В периодах с ростом порядкового номера элемента восстановительные свойства простых веществ понижаются, а окислительные свойства повышаются и становятся максимальными у галогенов. Так, в третьем периоде натрий - самый сильный восстановитель, а хлор – самый активный окислитель.

У элементов главных подгрупп с повышением порядкового номера усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Лучшие восстановители – щелочные металлы, а наиболее активные из них франций и цезий. Лучшие окислители

– галогены. Элементы главных подгрупп IV - VII групп

7

(неметаллы) могут как отдавать, так и присоединять электроны, т. е. проявлять и восстановительные, и окислительные свойства. Исключение составляет фтор, который проявляет только окислительные свойства, так как обладает наибольшей относительной электроотрицательностью.

Элементы побочных подгрупп, имеющие металлический характер (на внешнем уровне их атомы содержат1-2 электрона), являются восстановителями.

Таким образом, в отличие от простых веществ металлов, выступающих в роли восстановителей, простые вещества - неметаллы – проявляют себя и как окислители, и как восстановители.

Например, сера в зависимости от условий может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Так, сера при взаимодействии с кислородом и фтором– более сильными окислителями проявляет свойства восстановителя

S + O2 = SO2,

S + 2F2 = SF4,

при этом степень окисления серы повышается от 0 до +4.

8

При взаимодействии с металлами, водородом, углеродом (более сильными восстановителями) сера проявляет свойства окислителя

Zn + S = ZnS,

S + H2 = H2S,

при этом степень окисления серы понижается от 0 до -2.

6. Окислительные или восстановительные свойства сложных веществ зависят от степени окисления атома данного элемента. Например, в трех соединениях: KMnO4, MnO2, MnSO4 марганец имеет разную степень окисления. В первом соединении марганец имеет высшую степень окисления +7 и не может ее повышать. Он может только принимать электроны, следовательно, KMnO4 может быть только окислителем. В третьем соединении у марганца низшая степень окисления +2, это значит, MnSO4 может быть только восстановителем. Во втором соединении марганец с промежуточной степенью окисления +4 может быть и окислителем, и восстановителем; все зависит от условий протекания реакций и веществ, с которыми будет взаимодействовать MnO2.

Сложные анионы, содержащие атомы с высокой степенью окисления, также являются окислителями. Например, Cr2O7-2, MnO4-, NO3-, ClO3-, ClO4-. Окислительные свойства обусловливает не атом с высокой степенью окисления, а весь анион, например, не Mn+7, а весь анион MnO4- (перманганат-ион).

Контрольные задания

1. Укажите в следующих схемах реакций, какие вещества являются окислителями, какие – восстановителями:

9

3.Выберите из следующих элементов самый сильный окислитель и самый сильный восстановитель: натрий, кальций, галлий, олово, хром, хлор, марганец, криптон, цезий, самарий.

4.Определите степени окисления каждого элемента в -со единениях: AgNO3, FeCl2, H2, Zn(OH)2, Na2SO4, SiO2, K2Cr2O7.

5. Закончите уравнения следующих процессов:

Контрольные вопросы

1. Какие реакции называются окислительно-восстанови- тельными?

2. Что такое степень окисления элемента?

3. Какие процессы называются окислением и восстановлением?

4. Что такое окислители и восстановители?

5. Как изменяются окислительно-восстановительные свойства элементов в периодах и группах периодической системы элементов Д.И. Менделеева?

6. От чего зависят окислительно-восстановительные свойства сложных веществ?

1.3.Составление уравнений окислительновосстановительных реакций методом

электронного баланса

Вметоде электронного баланса сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь тем, что число электронов, отдаваемых восстановителем, должно равняться числу электронов, принимаемых окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующихве ществ и продуктов реакции. Рассмотрим применение этого метода на примере реакции взаимодействия сероводорода с перманганатом калия в присутствии серной кислоты.

1. Составляется схема реакции:

H2S + KMnO4 + H2SO4 → S + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

10