Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая химия. Учебное пособие-1
.pdf
ВОЛОГОДСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МОЛОЧНОХОЗЯЙСТВЕННАЯ
АКАДЕМИЯ ИМЕНИ Н.В. ВЕРЕЩАГИНА
ОБЩАЯ ХИМИЯ
Учебное пособие
Составитель Е.В. Хайдукова
Москва
Ай Пи Ар Медиа
2024
УДК 546
ББК 24.1
О-28
Составитель:
Хайдукова Е.В. — канд. техн. наук, доц. кафедры технологии молока
и молочных продуктов Вологодской государственной
молочнохозяйственной академии им. Н.В. Верещагина
Рецензенты:
Полянская И.С. — канд. техн. наук, доц. кафедры технологии молока
и молочных продуктов Вологодской государственной
молочнохозяйственной академии им. Н.В. Верещагина;
Андронова М.М. — д-р с.-х. наук, начальник кафедры экономики,
управления и инженерно-технического обеспечения
деятельности уголовно-исполнительной системы ВИПЭ ФСИН России
О-28 Общая химия : учебное пособие / составитель Е.В. Хайдукова ; Воло-
годская государственная молочнохозяйственная академия им. Н.В. Верещагина. — Москва : Ай Пи Ар Медиа, 2024. — 90 с. — Текст : электронный.
ISBN 978-5-4497-2561-5
В учебном пособии представлены классификация и номенклатура неорганических соединений, основные понятия и стехиометрические законы
химии, строение атома, химическая связь и энергетика химических процессов, химическая кинетика, химическое равновесие. Рассмотрены также
растворы и их физико-химические свойства, электролитическая диссоциация, молекулярно-ионные уравнения обменных реакций между растворами
электролитов, ионное произведение воды, гидролиз солей, произведение
растворимости, условие образования осадков, комплексные соединения.
Описаны окислительно-восстановительные реакции, электрохимические
процессы и электролиз.
Подготовлено в соответствии с требованиями Федерального государственного образовательного стандарта высшего образования.
Учебное пособие предназначено для студентов, обучающихся по направлению подготовки «Промышленная экология и биотехнологии», изучающих дисциплину «Общая химия и основы химического анализа», а
также будет полезно студентам других направлений подготовки и специальностей, изучающим данную дисциплину.
Учебное электронное издание
ISBN 978-5-4497-2561-5 © Хайдукова Е.В., составление, 2024
© ФГБОУ ВО Вологодская ГМХА, 2024
© ООО Компания «Ай Пи Ар Медиа», 2024
Учебное издание
Хайдукова Елена Вячеславовна
Редактор М.В. Половникова
Технический редактор, компьютерная верстка Е.В. Савенкова
Корректор О.А. Адясова
Обложка Я.А. Кирсанов, С.С. Сизиумова, фотобанк «Лори»
Подписано к использованию 04.12.2023. Объем данных 7 Мб.
ООО Компания «Ай Пи Ар Медиа»
8 800 555 22 35 (бесплатный звонок по России)
E-mail: sale@iprmedia.ru
4
СОДЕРЖАНИЕ
Раздел 1. Классификация и номенклатура неорганических соединений .............. 5
Раздел 2. Основные понятия и стехиометрические законы химии ...................... 10
Раздел 3. Строение атома. Периодическая система Д. И. Менделеева ............... 16
Раздел 4. Химическая связь ...................................................................................... 20
Раздел 5. Энергетика химических процессов ......................................................... 23
Раздел 6. Химическая кинетика ............................................................................... 28
Раздел 7. Химическое равновесие ........................................................................... 32
Раздел 8. Растворы. Способы выражения состава растворов ............................... 37
Раздел 9. Растворы. Физико-химические свойства растворов .............................. 41
Раздел 10. Электролитическая диссоциация .......................................................... 45
Раздел 11. Молекулярно-ионные уравнения обменных реакций
между растворами электролитов ............................................................................. 48
Раздел 12. Ионное произведение воды.
Водородный и гидроксильный показатели ............................................................. 50
Раздел 13. Гидролиз солей ........................................................................................ 53
Раздел 14. Произведение растворимости. Условие образования осадков .......... 58
Раздел 15. Комплексные соединения ...................................................................... 62
Раздел 16. Окислительно-восстановительные реакции ......................................... 67
Раздел 17. Электрохимические процессы. Электролиз.
Законы электролиза ................................................................................................... 72
Список литературных источников .......................................................................... 77
Приложения ............................................................................................................... 78
5
РАЗДЕЛ 1. КЛАССИФИКАЦИЯ И НОМЕНКЛАТУРА
НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Все вещества по составу делят на две группы: простые и сложные. Про-
стые вещества состоят из атомов одного химического элемента. Таких ве-
ществ сравнительно мало: хлор (Cl2), кислород (O2) и др. В состав сложных
веществ входят атомы двух или более химических элементов (CO, HNO3,
Na3PO4 и др.).
По составу и свойствам сложные вещества подразделяют на основные
классы: оксиды, гидроксиды, соли. В свою очередь, они делятся на группы,
в которых соединения наиболее близки по свойствам (прил. 1).
Оксиды — соединения, состоящие из атомов двух элементов, один из ко-
торых кислород в степени окисления –2. В оксидах атомы кислорода соединяются только с атомами других элементов и не связаны между собой. Все оксиды по функциональным признакам делятся на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные).
Несолеобразующие (индифферентные) оксиды — это оксиды, которые
не образуют гидратных соединений и солей (СО, SiO, N2O, NO).
Солеобразующие оксиды — это оксиды, которые образуют соли при
взаимодействии с другими оксидами, а также гидратные соединения. По кислотно-основным свойствам они делятся на:
– основные: Na2O, CaО, MnO, FeO и т. д.;
– кислотные: CO2, P2O5, SO3, Mn2O7, CrO3;
– амфотерные: Al2O3, Cr2O3, ZnO, PbO, MnO2.
Гидроксиды — продукты взаимодействия оксидов с водой. По химиче-
ским свойствам различают основные гидроксиды (основания), кислотные гидроксиды (кислоты) и амфотерные гидроксиды.
Основные гидроксиды или основания состоят из катиона металла или
аммония (NH
4
+
) и одной или нескольких гидроксогрупп ОН–:
NaOH → Na+ + OH–.
Кислотность основания определяется числом ионов ОН–, образующихся
при диссоциации:
– NaOH, KOH — однокислотные основания;
– Ca(OH)2, Cu(OH)2, Mn(OH)2 — двухкислотные основания;
– Al(OH)3, Fe(OH)3 — трехкислотные основания.
6
По растворимости оснований в воде их подразделяют на растворимые
и нерастворимые.
Кислоты (кислотные гидроксиды) состоят из ионов водорода, способ-
ных замещаться, и анионов кислотных остатков:
HCl → H+ + Cl–.
Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые
образуются при диссоциации:
– HCl, HNO3 — одноосновная кислота;
– H2S, H2SO4 — двухосновная кислота.
Кислоты можно разделить на бескислородные (HCl, HCN, H2S) и кисло-
родосодержащие — оксокислоты (H2SO4, HNO3, H3PO4).
Названия и формулы некоторых кислот и кислотных остатков приведены
в прил. 2.
Название бескислородных кислот состоит из двух слов: первым называют
элемент или группу атомов с суффиксом -О- и -водородная: HCl — хлороводородная; H2S — сероводородная; HN3 — азидоводородная; HCN — циановодородная.
В названии оксокислот, если кислотообразующий элемент находится
в высшей степени окисления, окончания у кислот -ная или -вая, если в низшей — -истая.
Амфотерные гидроксиды образованы элементами с амфотерными свой-
ствами, проявляют как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся,
например, Cr(OH)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3, Sn(OH)4 и др.
Соли состоят из катионов металла (или аммония NH
4
+
) и кислотного
остатка. Они делятся на средние (нормальные), кислые и основные.
Средние соли — это продукты полного замещения атомов водорода
в кислотах на атом металлов или аммония NH
4
+
:
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O.
Кислые соли — продукт неполного замещения атомов водорода в многоосновных кислотах на металл:
Cu(OH)2 + 2H2SO4 = Cu(HSO4)2 + 2H2O.
7
Основные соли — продукт неполного замещения гидроксильных групп
в многокислотных основаниях на кислотный остаток:
2Cu(OH)2 + H2SO4 = (CuOH)2SO4 + 2H2O.
Названия солей. Первым называется кислотный остаток в именительном
падеже, а затем катион в родительном падеже. У кислотных остатков бескислородных кислот окончание -ид; если окончание у кислоты -няя или -вая, то
у кислотного остатка — -ат. Если окончание у кислоты -истая, то у кислотного остатка в соли — -ит.
При названии кислых солей к названию кислотного остатка добавляется
приставка гидро- и греческим числительным указывается количество атомов
водорода, не замещенных на металл.
При названии основных солей к названию катиона металла добавляется
приставка гидроксо- и греческим числительным указывается число гидроксогрупп, не замещенных на кислотный остаток.
Различные химические соединения широко применяются в технологических производствах для придания продуктам определенных потребительских
свойств, увеличения сроков хранения. Например, сульфит натрия Na2SO3, гидросульфит калия KHSO3 используют в качестве консервантов, обладающих антибактериальным действием; диоксид серы SO2, сернистая кислота H2SO4 оказывают отбеливающее действие, тормозят ферментативное потемнение фруктов и овощей; нитрат калия KNO3 и нитрит натрия KNO2 добавляют к мясу для
сохранения красного цвета готового изделия.
Пример: исходя из названия солей, напишите их формулы: гидрокарбо-
нат натрия, дигидрофосфат калия, хлорид гидроксожелеза (III), нитрат дигидроксоалюминия, сульфат гидроксомеди.
Решение: для выполнения этого задания необходимо выучить названия
основных кислот и их солей (прил. 2):
– NaHCO3 — гидрокарбонат натрия;
– КH2PO4 — дигидрофосфат калия;
– FeOHCl2 — хлорид гидроксожелеза (III);
– Al(OH)2NO3 — нитрат дигидроксоалюминия;
– (CuOH)2SO4 — сульфат гидроксомеди.
Задания для самоконтроля
1. Приведите основные классы неорганических соединений.
2. Дайте определение и приведите классификацию оксидов.
8
3. Дайте определение и приведите классификацию гидроксидов.
4. Дайте определение и приведите классификацию солей.
Контрольные задания
Дайте названия соединениям, определите класс соединений:
1. (CuOH)2CO3, K2Cr2O7, Na2О, Н2WO4, CaHPO4.
2. Cd(HS)2, AlOHSO4, Н4P2O7, Mg2Si, Mn2O7.
3. (BaOH)2SO3, Al(NO2)3, H3PO3, Na2Se, K3BO3.
4. MgOHNO2, BaMnO4, НPO3, KIO, AlAs.
5. AgBr, Pb(HSO3)2, Н3BO3, ZnOHNO3, Al2O3.
6. NaBrO3, KH2PO4, Mg3N2, Н2MnO4, Na2B4O7.
7. FeOHCl, CH3COOK, BaSO4, NaNO3, K2CrO4.
8. Na3PO4, Zn(OH)2, KMnO4, (NH4)2S, Na2SnO2.
9. Fe(OH)2, Na2SO4, AlOHCl2, NH4HS, (CH3COO)2Ca.
10. Cr2O3, K2MnO4, AlCl3, K2CrO4, ZnOHNO3.
11. Sn(OH)2, NaAlO2, MnSO3, NH4H2PO4, Al2(SO4)3.
12. K2O, CuHPO4, FeOHNO3, Na3AsO4, Mg(OH)2.
13. NaCN, KHSO3, Ca(NO3)2, Cu2O, MgCO3.
14. NH4CNS, NaHCO3, AlCl
3,
(BaOH)2SO4, K3BO3.
15. Ca(OH)2, Fe2(SO4)3, K2CO3, Na2HPO4, (MgOH)2SO3.
16. Fe2O3, Na2CO3, KHSO3, Na2S, CaOHCl.
17. Na2S, Al(NO3)3, Fe(HSO4)3, MnOHCl, K2PbO2.
18. Fe(NO3)3, (Al(OH)2)2SO4, NaClO4, NH4CNS, CuOHCl.
19. Na3SbO3, LiClO2, CaHPO4, (MgOH)2CO3, KCN.
20. Na2SnO3, CuS, Na2SеO3, NaH2PO4, Mg OHNO3.
Напишите формулы соединений:
1. Иодат магния, оксид хлора (VII), ортофосфат серебра, сульфат дигид-
роксоалюминия, карбид кальция.
2. Гипохлорит магния, фосфид алюминия, цианид натрия, метаалюминат
никеля, нитрит гидроксомеди (II).
3. Ванадат гидроксомеди (II), манганат натрия, гидросульфат железа (III),
хромит калия, борид магния.
4. Тиосульфат калия, хлорит кальция, карбид алюминия, гидроарсенат
меди (II), тетраборная кислота.
5. Роданид цинка, фосфид натрия, селенит железа (II), гидрокарбонат
кальция, хлорноватая кислота.
9
6. Гидровольфрамат лития, борид бария, цианид гидроксоалюминия, ме-
тафосфат натрия, двухромовая кислота.
7. Метаалюминат калия, фторид кальция, карбонат гидроксомеди, гидро-
арсенат натрия, оксид марганца (IV).
8. Нитрат железа (II), арсенат натрия, сульфат дигидроксоалюминия, бо-
рат калия, гидросульфит аммония.
9. Нитрид натрия, гидрокарбонат магния, нитрат гидроксомеди, силикат
кальция, иодат свинца (II).
10. Гидросульфит натрия, карбонат кальция, сульфат гидроксоалюминия,
плюмбат калия, иодид аммония.
11. Карбонат бария, хлорид аммония, борат кальция, арсенит натрия, ги-
побромит магния.
12. Фосфит гидроксокальция, гидросульфат железа (II), нитрид алюми-
ния, ацетат свинца (II), хлорид бария.
13. Карбид цинка, перманганат натрия, роданид калия, сульфит бария,
карбонат гидроксокальция.
14. Хлорид гидроксоцинка, силикат натрия, нитрит кальция, ацетат маг-
ния, гидрофосфат меди.
15. Иодид бария, арсенат калия, гидроксид железа (II), дигидрофосфат
кальция, сульфат гидроксомеди.
16. Оксид хрома (VI), станнит калия, нитрат гидроксоалюминия, хлорид
меди, гидросульфид магния.
17. Хлорат кальция, дихромат калия, иодид гидроксомагния, гидроксид
железа (III), станат лития.
18. Гипохлорит натрия, алюминат аммония, фосфат гидроксомагния,
перманганат кальция, гидросульфид натрия.
19. Перхлорат натрия, силикат кальция, нитрат гидроксожелеза (III), фос-
фит алюминия, висмутат калия.
20. Карбонат кальция, оксид марганца (IV), молибдат гидроксоцинка,
сульфит натрия, гидроарсенат натрия.
10
РАЗДЕЛ 2. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ
И СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ
Закон сохранения массы и энергии: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате нее. На основании этого закона ведутся все количественные расчеты по уравнениям химических реакций.
Моль — единица количества вещества, содержащая такое количество
структурных частиц, которое содержится в 0,012 кг изотопа углерода С
6
12
.
Атомная единица массы (а.е.м.) — относительная единица массы, равная 1/12 массы изотопа углерода 12С.
Относительная атомная масса (Аr) химического элемента — безразмер-
ная величина, показывающая среднее значение массы атома химического элемента, выраженное в а.е.м.
Относительная молекулярная масса (Мr) вещества — отношение массы
его молекулы к 1/12 массы атома углерода 12С. Мr вещества вычисляется путем
сложения относительных атомных масс химических элементов, входящих в состав вещества, с учетом числа их атомов в формуле вещества, независимо от
того, какую структуру имеет вещество (молекулярную или немолекулярную).
Молярная масса (M) — масса одного моль вещества, выраженная
в граммах (или килограммах в СИ):
M = m / n (г/моль),
где М — молярная масса, г/моль;
m — масса вещества, г;
n — количество вещества, моль.
Закон постоянства состава вещества: всякое чистое вещество, незави-
симо от способа его получения, имеет постоянный количественный и качественный состав.
Аммиак можно получить многими способами:
1. N2 + 3H2 = 2NH3.
2. NH4NO3 + NaOH = NaNO3 + H2O + NH3.
3. NH4Cl
t
→
NH3+ HCl.
Однако согласно закону постоянства состава, независимо от способа получения, молекула NH3 состоит из одного атома N и трех атомов Н.
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]