- •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
2.2. Гідроксиди металів
Гідроксиди металів – це складні речовини, у молекулах яких атом металу сполучено з гідроксильними групами (KOH; LiOH; TlOH; Ba(OH)2; Cu(OH)2; Fe(OH)3; Ti(OH)4; тощо). У процесі електролітичної дисоціації гідроксид металу розпадається з утворенням аніонів ОН- та катіонів металу:
NaOН Na+ + OН-;
Сa(OН)2 СaOH+ + OН- CaOH+ + Ca2+ + OH-.
За стосовністю до води гідроксиди поділяють на добре розчинні (усі вони належать до класу основ та їх ще називають лугами): NaOH, KOH, CsOH, Ba(OH)2; та малорозчинні: Mg(OH)2, Fe(OH)2, La(OH)3, Al(OH)3, Fe(OH)3, Sn(OH)4 тощо (дані гідроксиди можуть бути як основами так і амфотерними гідроксидами). У назвах гідроксидів металів змінної валентності валентність металу позначається цифрою у дужках після назви металу, наприклад Fe(OH)2 – ферум (ІІ) гідроксид чи Sn(OH)4 – станум (4+) гідроксид.
2.2.1. Способи одержання гідроксидів
Взаємодія водорозчинних солей металів із лугами:
FeSO4 + 2NaОH Fe(ОH)2 + Na2SO4; AlCl3 + 3KОH Al(OH)3 + 3KCl.
Взаємодія активних металів з водою:
2Nа + 2Н2O 2NaOH + H2; Cа + 2Н2O Ca(OH)2 + H2;
Взаємодія деяких оксидів металів з водою:
ВаО + Н2O Вa(OH)2; Li2O + Н2O 2LiOH.
2.2.2. Хімічні властивості гідроксидів металів
Всі гідроксиди взаємодіють з кислотами та кислотними оксидами, утворюючи сіль та воду: NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O;
KOH + SO3 K2SO4 + H2O;
3Ca(OH)2 + 2H3PO4 Ca3(PO4)2 + 6H2O; Вa(OH)2 + CO2 ВaCO3 + H2O.
Луги взаємодіють із солями з утворенням інших гідроксидів та інших солей: Pb(NO3)2 + 2NaOH Pb(OH)2 + 2NaNO3; FeSO4 + 2KOH Fe(OH)2 + K2SO4.
При нагріванні гідроксиди металів розпадаються на оксид і воду:
Са(ОН)2 –to CaO + H2O; Тi(OH)4 –to ТiO2 + 2H2O;
2Al(OH)3 –to Al2O3 + 3H2O.
Частина гідроксидів металів реагує як із кислотами так і з лугами, проявляючи амфотерні властивості: Ве(OН)2 + 2HCl ВеCl2 + 2H2O;
Ве(OН)2 + 2NaOH Na2[Ве(OH)4];
2.3. Кислоти
Кислоти – це складні речовини, молекули яких у водних розчинах дисоціюють з утворенням катіонів гідроґену та аніонів кислотних залишків :
НСl H+ + Cl-; Н3PO4 H+ + H2PO4-;
H2PO4- H+ + HPO42-; HPO42- H+ + PO43-.
Кислоти класифікують за складом на
безкисневі: HF, HCl, HI, H2S, H2Se, HCN, HSCN, H[AuCl4], H2[SiF6], тощо
та кисневмісні: H3BO3, H3PO4, H2SO4, HMnO4, HNO3, HBrO3, тощо,
а також за здатністю дисоціювати у водних розчинах на
сильні: HCl, H2SO4, HNO3, HClO4, HMnO4, H2[SiF6], тощо,
середньої сили: H3PO4, H2SO3, H3AsO4 (перші константи), HClO2, тощо
та слабкі: H3BO3, H2СO3, H2SiO3, H2S, HCN, HClO, H2MoO4, тощо.
2.3.1. Способи одержання кислот
Дія більш сильної, більш стійкої та менш леткої кислоти на сіль більш слабкої, менш стійкої та більш леткої кислоти:
Na2SiO3 + H2CО3 Na2CO3 + H2SiО3;
Na2SO3 + 2HCl 2NaCl + H2SО3;
2NaCl + H2SО4(конц.) Na2SO4 + 2HCl.
Безкисневі кислоти, взаємодією неметалів з воднем:
Cl2 + Н2 2HCl; S + Н2 H2S;
3. Кисневмісні кислоти, взаємодією кислотних оксидів із водою:
SО3 + Н2O H2SO4; P2О5 + 3Н2O 2H3PO4;
CrО3 + Н2O H2CrO4; B2O3 + 3Н2O 2H3BO3.