- •Глава 1. Основні поняття та закони хімії
- •1.1. Основні поняття хімії
- •1.2. Фундаментальні та стехіометричні закони хімії
- •1.2.1. Закон збереження маси речовини
- •1.2.2. Закон сталості складу речовин
- •1.2.3. Закон кратних відношень
- •1.2.4. Закон еквівалентів.
- •1.3. Закони газового стану
- •1.3.1. Закон об’ємних відношень гей-люсака
- •1.3.2. Закон авогадро
- •1.3.3. Закон бойля – маріотта
- •Контрольні завдання
- •Б) Із закону Авогадро випливає, що об’єм 0,025 моль h2s за нормальних умов
- •В) Відомо, що 1 моль будь-якої речовини містить 6,02 · 1023 молекул. Молярний об’єм газу за нормальних умов складає 22,4 л. Тому справедливо
- •Приклад 3. Який об’єм за нормальних умов займуть 4 10-4 м3 газу, що знаходиться при 50оС й тиску 9,54 104 Па?
- •Приклад 4. При згорянні 5 г металу утворилося 9,44 г оксиду металу. Визначити еквівалентну масу металу.
- •Приклад 5. Деяка кількість металу, еквівалентна маса якого дорівнює 28 г/моль, витісняє з кислоти 1,4 л водню, виміряного за нормальних умов. Визначити масу металу.
- •Розв’язання. Відповідно до закону еквівалентів (1.1), маси взаємодіючих речовин пропорційні їхнім еквівалентним масам:
- •Зі співвідношення (1.8) знаходимо еквівалентну масу h3ро4:
- •Приклад 8. Обчислити точну атомну масу металу, якщо питома теплоємність металу дорівнює 0,23 кДж/(кг к), а хлорид цього металу містить 61,2% металу.
- •Приклад 10. Визначити формулу речовини, якщо відомо, що її густина за воднем дорівнює 29, а масові частки елементів наступні: с – 82,76%, н – 17,24%.
- •Глава 2. Класи неорганічних сполук
- •2.1. Оксиди.
- •2.1.1. Способи одержання оксидів
- •2.1.2. Класифікація та хімічні властивості оксидів
- •2.2. Гідроксиди металів
- •2.2.1. Способи одержання гідроксидів
- •2.2.2. Хімічні властивості гідроксидів металів
- •2.3. Кислоти
- •2.3.1. Способи одержання кислот
- •2.3.2. Хімічні властивості кислот
- •2.4.1.Основні способи одержання солей
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач
- •3.2. Корпускулярно-хвильова природа електрона
- •3.3. Принцип невизначеності
- •3.4. Періодичний закон
- •3.5. Періодична система елементів
- •3.6. Електронні хмари
- •3.7. Квантові числа
- •3.8. Принцип паулі
- •3.9. Послідовність заповнення електронами енерґетичних рівнів у багатоелектронних атомах
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач
- •Приклад 8. Які найвищий та найнижчий ступені окислення у фосфору, сульфуру та хлору? Скласти формули сполук даних елементів, що відповідають цим ступеням окислення.
- •Приклад 12. Як залежать кислотно-основні властивості оксидів і гідроксидів від ступеня окиснення атомів елементів, що їх утворюють?
- •Приклад 13. Відомо, що кремній є неметалом з напівпровідниковими властивостями. Які властивості будуть виявляти алюміній і фосфор?
- •Приклад 15. Як змінюються властивості вищих оксидів елементів третього періоду?
- •4.1.1. Характерні властивості ковалентного зв’язку
- •4.1.1.1. Насиченість ковалентного зв’язку
- •Мал. 4.3. Різновиди σ-зв’язків.
- •Мал. 4.3. Різновиди π-зв’язків.
- •4.1.1.3. Полярність і поляризованість ковалентного зв’язку.
- •4.3. Водневий зв’язок
- •4.5. Міжчастинкові взаємодії
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач Приклад 1. Довжина диполя молекули дорівнює 2,2 10-11 м. Обчисліть дипольний момент молекули.
- •Приклад 2. Обчислити довжину зв’язку в молекулі hBr, якщо між’я-дерні відстані у молекулах h2 та Br2 відповідно дорівнюють 7,4 · 10-11 м та 2,28 10-10 м.
- •Приклад 3. Яка гібридизація електронних хмар має місце в атомі карбону при утворенні молекули cf4? Якою є просторова конфігурація цієї молекули?
- •Приклад 4. Якими є валентні можливості атома фосфору в основному та збудженому станах?
- •Приклад 5. Визначте, що є донором електронної пари при утворенні йона bh4-.
- •Глава 5. Основи хімічної термодинаміки
- •5.2. Перший закон термодинаміки
- •5.3. Закони термохімії
- •5.4. Поняття про ентропію
- •5.5. Другий закон термодинаміки
- •5.6.Третій закон термодинаміки
- •5.7. Вільна енергія Ґіббса
- •Приклад 1. Складіть термохімічне рівняння реакції горіння 1 моль ацетилену, якщо при цьому виділяється 1255,61 кДж теплоти.
- •Приклад 3. Не здійснюючи обчислень, поясніть, як змінюється ентропія системи (s): а) при переході води в пару; б) у реакції:
- •Приклад 4. Обчисліть зміну енерґії Ґіббса у хімічній реакції
- •І зробіть висновки про можливість мимовільного перебігу даної реакції за стандартних умов.
- •Стандартні зміни енерґій Ґіббса простих речовин прийнято вважати рівними нулю. Для даної системи:
- •6.1. Поняття про швидкість хімічної реакції
- •6.2. Основний закон хімічної кінетики – закон діючих мас.
- •Межі застосування закону діючих мас.
- •6.3. Молекулярність реакції.
- •6.4. Порядок реакції.
- •6.5. Особливості кінетики гетероґенних реакцій.
- •6.6. Механізм хімічних реакцій.
- •6.7. Вплив температури на швидкість реакції. Правило Вант-Гоффа.
- •6.8. Рівняння Арреніуса. Енерґія активації
- •Вихідні Активов. Продукти
- •Мал.6.3. Енерґетична діаграма Мал.6.4. Розподіл молекул за
- •Глава 7. Хімічна рівновага.
- •7.1. Константа хімічної рівноваги
- •7.2. Зсув хімічної рівноваги. Принцип Ле-Шательє
- •7.3. Рівновага у гетероґенних системах
- •Константа рівноваги.
- •Глава 8. Поняття про каталіз.
- •8.1. Автокаталіз
- •8.2.Промотори та каталітичні отрути
- •8.3. Селективність каталізаторів
- •8.4. Механізми гомоґенного та гетероґенного каталізу
- •Підставляючи дані нашої задачі, одержуємо:
- •Глава 9. Розчини
- •9.1. Процес розчинення. Типи розчинів
- •9.2. Способи виразу концентрації речовин
- •9.3. Хімічна (гідратна) теорія розчинів д.І. Менделєєва
- •9.4. Теплові ефекти розчинення
- •9.5. Розчинність
- •Глава 10. Властивості розчинів
- •10.1. Тиск пари розчинника над розчином
- •10.2. Температури замерзання та кипіння розчинів
- •10.3. Осмотичний тиск
- •Глава 11. Електролітична дисоціація.
- •11.1. Основні положення теорії електролітичної дисоціації
- •11.2. Ступінь дисоціації
- •11.3. Слабкі електроліти. Константа дисоціації слабких електролітів
- •11.4. Вплив однойменних іонів на дисоціацію слабких електролітів
- •11.5. Розчини сильних електролітів
- •11.6. Електролітична дисоціація води. Йонний добуток води. Водневий показник
- •11.7. Поняття про індикатори
- •11.8. Іонні реакції
- •11.8. Гідроліз солей
- •Типові випадки гідролізу.
- •11.8.1. Ступінь і константа гідролізу
- •Глава 12. Комплексні сполуки
- •12.1. Основні положення координаційної теорії а.Вернера
- •12.2. Класифікація комплексних сполук
- •12.3. Номенклатура комплексних сполук
- •12.3.1. Назви катіонних комплексних сполук
- •12.3.2. Назви аніонних комплексних сполук
- •12.3.3. Назви нейтральних комплексних сполук
- •12.4. Ізомерія комплексних сполук
- •12.5. Дисоціація комплексних сполук
- •Якщо у гібридизації беруть участь d-орбіталі передостаннього рівня, тоді йон називається внутрішньоорбітальним. Іноді у комплексах проявляється йонно-дипольний зв’язок, наприклад в аквакомплексах.
- •Глава 13. Електрохімічні процеси
- •13.1. Хімічні процеси на електродах
- •13.2. Електродний потенціал
- •13.3. Електрохімічний ряд напруг металів
- •13.4. Гальванічний елемент
- •13.5. Окисні й відновні потенціали
- •13.6. Рівняння Нернста
- •13.7. Акумулятори
- •13.8. Паливні елементи
- •13.9. Електроліз
- •13.9.1. Закони Фарадея
- •1. Кількість речовини, що виділяється на електроді під час електролізу, пропорційна кількості електрики, яка пройшла крізь електроліт.
- •2. Однакова кількість електрики виділяє на електродах під час електролізу еквівалентну кількість різних речовин.
- •13.10. Корозія металів
- •0,01 Моль/л 0,1 моль/л
- •Глава 14. Окисно-відновні реакції складання рівнянь окисно-відновних реакцій
- •Контрольні завдання
- •Додатки
- •Додаток 6 – Перехідні коефіцієнти
- •Предметний покажчик
- •Відновлення 18-19, 77, 81, 124, 126, 128, 135-139
- •Водень 14, 17, 37, 75, 125, 130-132, 139
- •Ізомерія 119
- •Лантаноїди 25
- •Натрій 20-21, 69, 89
- •Термодинамічні 8, 54
- •Атомів 33, 50
- •Список рекомендованої літератури
- •Глава 1. Основні поняття та закони хімії ........................ 5
О.Д.Андріянов, Л.І.Короленко, І.О.Кузнєцова,
В.П.Петросян, К.А.Янченко
ОСНОВИ
ЗАГАЛЬНОЇ
ХІМІЇ
Міністерство освіти та науки України
ОДЕСЬКА НАЦІОНАЛЬНА АКАДЕМІЯ ХАРЧОВИХ ТЕХНОЛОГІЙ
О.Д.Андріянов, Л.І.Короленко, І.О.Кузнєцова,
В.П.Петросян, К.А.Янченко,
ОСНОВИ ЗАГАЛЬНОЇ ХІМІЇ
Методичний посібник “Основи загальної хімії” для бакалаврів спеціальностей 6.091700 та 6.070800 денної та заочної форм навчання. /Уклад: О.Д.Андріянов, Л.І.Короленко, І.О.Кузнєцова та інші – за ред. Андріянова О.Д. – Одеса: 2010 – 165с.
За редакцією доц. Андріянова О.Д.
Навчальний посібник
Рекомендовано вченою радою ОНАХТ
Протокол № _____ від "___" ________
Одеса ОНАХТ 2010
УДК 541(075.8)
Рецензенти
Сейфулліна І.Й., доктор хімічних наук, професор Одеського національнного університету ім. І.І.Мечникова
Гуляєнко О.Б., кандидат. хімічних наук, Одеського національнного політехнічного університету
Пожарицький О.Ф., кандидат. хімічних наук, доцент Одеського державного аграрного університету
Андріянов О.Д., Короленко Л.І., Кузнєцова І.О., Петросян В.П., Янченко К.А. “Основи загальної хімії”. Навчальний посібник, Одеса, ОНАХТ, 2010. – 170 с.
Даний навчальний посібник призначений для студентів технологічних вузів. У ньому викладено основні закони та поняття хімії, розглянуто класи неорґанічних сполук, будову атома и періодична система елементів, хімічний зв'язок, елементи хімічної термодинаміки та хімічної кінетики, хімічну рівновагу та каталіз, розчини електролітів и неелектролітів, будову та властивості комплексних сполук, окисно-відновні та електрохімічні процеси. Навчальний посібник містить інформаційно-довідковий матеріал (додатки), список рекомендованої літератури, авторський та предметний покажчики.
ВСТУП
Курс “Неорґанічна хімія” – базовий курс хімічної підготовки для інженерів-техолоґів. Вивчення цього предмету повинно забезпечити розширення загальної ерудиції студентів технолоґічних спеціальностей, створити підґрунтя для вивчення наступних хімічних і технолоґічних дисциплін. Цей посібник дозволить студентам напрямку підготовки харчова технолоґія та інженерія 7.091700, а також студентам фаху 7.091801 – еколоґія харчових виробництв набути фундаментальних знань із загальної та неорґанічної хімії глибше зрозуміти процеси, що відбуваються у природі та техніці, закони розвитку та руху хімічного рівня матеріального світу. Знання неорґанічної хімії необхідне для повноцінної творчої діяльності інженерів зазначених фахів. Даний посібник охоплює лише першу частину усього курсу “Неорґанічна хімія” – основні питання загальної хімії. Посібник складено на основі матеріалів лекцій і практичних завдань для самостійної роботи, що проводиться зі студентами Одеської національної академії харчових технолоґій на І курсі та у підсумку вивчення новітнього матеріалу з питань загальної хімії викладачами кафедри хімії та безпеки харчових продуктів зазначеної академії. Посібник рекомендовано використовувати як допоміжний матеріал при вивченні згадуваного курсу, підготовки до колоквіумів, контрольних, залікових та екзаменаційних робіт.
Глава 1. Основні поняття та закони хімії
1.1. Основні поняття хімії
Основою хімічної науки є атомно-молекулярна теорія, закон збереження маси та енергії, періодичний закон і система хімічних елементів, теорія хімічної будови.
Створення атомно-молекулярної теорії належіть до кінця XVIII – початку XIX ст.( М.В. Ломоносов, Дж. Долтон). В основі теорії лежить принцип дискретності речовини. Теорія стверджує, що:
речовини складаються з молекул, які перебувають у постійному русі й між ними існує взаємне притягання та відштовхування;
молекули складаються з атомів, які мають певні розміри й масу і при хімічних реакціях не зазнають якісних змін;
молекули різних речовин відрізняються між собою складом, розмірами, фізичними та хімічними властивостями;
склад молекул при фізичних явищах залишається незмінним, при хімічних – зазнає якісних і кількісних змін.
Продовженням та розвитком атомно-молекулярного вчення Ломоносова – Долтона стала теорія хімічної будови Бутлерова (1861), яка пов’язувала хімічні властивості речовин не тільки з кількістю й якістю складових частинок (атомів), але й з їх взаємним розміщенням (хімічною будовою).
Атом – найдрібніша частинка хімічного елемента, що зберігає його хімічні властивості.
Сучасне формулювання: атом – це найменша хімічно неподільна електронейтральна частинка, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів і є носієм хімічних властивостей елемента. Взаємодіючи між собою, атоми можуть утворювати молекули, що характеризується новою сукупністю властивостей.
Молекула – найдрібніша частинка даної речовини, яка володіє усіма хімічними властивостями цієї речовини.
Хімічний елемент – вид атомів з однаковим зарядом ядра.
Проста речовина – речовина, утворена атомами одного елемента.
Складна речовина або хімічна сполука – речовина, утворена атомами різних елементів.
Атомна одиниця маси (а.о.м.) являє собою 1/12 частину атомної маси атома карбону 12С.
Відносна атомна маса елемента (Аr) – маса одного атома елемента, виражена в атомних одиницях маси.
Відносна атомна маса елемента показує у скільки разів маса атома даного елемента більше 1/12 частини маси атома карбону 12С.
Відносна молекулярна маса речовини (Мr) – величина, що дорівнює відношенню середньої маси молекули природної речовини до 1/12 частини маси атома карбону 12С.
Відносна молекулярна маса речовини чисельно дорівнює сумі відносних атомних мас, що входять до складу молекули даної речовини. Відносна молекулярна маса показує у скільки разів маса молекули даної речовини більше 1/12 частини маси атома карбону 12С.
Моль – це кількість речовини, що містить стільки структурних одиниць (молекул, атомів, іонів, електронів, тощо), скільки атомів міститься в 0,012 кг ізотопу карбону 12С.
Число частинок у молі будь-якої речовини однакове та становить 6,021023 моль-1. Це число називається сталою Авогадро (NA).
Молярна маса (М) – маса речовини, взятої у кількості 1 моль. Вона дорівнює відношенню маси речовини (m) до кількості речовини ():
Розмірність молярної маси: кг/моль, г/моль. У загальному випадку молярна маса речовини виражається у г/моль та чисельно дорівнює її відносній молекулярній масі.
Основні закони хімії поділяються на дві катеґорії: це закони стехіометрії (закон збереження маси речовини, закон сталості складу речовин, закон кратних відношень, закон еквівалентів) та газові закони (закон об’ємних відношень Гей-Люсака, закон Бойля – Маріотта, закон Гей-Люсака, закон Авогадро, рівняння Менделєєва-Клапейрона).