- •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
2.3.2. Хімічні властивості кислот
Загальною властивістю кислот є їхня взаємодія з гідроксидами металів та амонію. Ця взаємодія називається реакцією нейтралізації:
HCl + NaOH NaCl + H2O; 2HNO3 + Cu(OH)2 Cu(NO3)2 + 2H2O;
H3PO4 + 3NH4OH (NH4)3PO4 + 3H2O.
Кислоти легко реагують з оксидами металів (основними та амфотерними) також з утворенням солей і води: СaO + 2HNO3 Ca(NO3)2 + 2H2O;
Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O.
Кислоти реагують також із солями з утворенням інших солей та кислот:
Са3(PО4)2 + 3H2SO4 3CaSO4 + 2H3PO4; FeS + 2HCl FeCl2 + H2S;
2Al(OH)3 –to Al2O3 + 3H2O.
З металами кислоти реагують по-різному, в залежності від активності металу, хімічної природи кислоти, концентрації розчину та деяких інших чинників:
1. Розведені водорозчинні кислоти, що не мають окисних властивостей реагують із активними металами, розташованими у ряду стандартних електродних потенціалів до водню з утворенням солі та газоподібного водню:
Fе + H2SO4(розв.) FеSO4 + H2; Zn + 2HCl(розв.) ZnCl2 + H2.
Метали, розташовані у ряду стандартних електродних потенціалів після гідроґену (Bi, Cu, Au, Hg, тощо), не витісняють водень із кислот. Ані один із металів не витісняє водень із нітратної та концентрованих сульфатної та перхлоратної кислот.
2. Водорозчинні кислоти, що проявляють сильні окисні властивості (HNO3, концентровані H2SO4, HClO4) взаємодіють із великою кількістю металів з утворенням солі металу, води та продукту відновлення кислотоутворюючого елемента. Продукти відновлення у значній мірі залежать від концентрації кислоти та активності металу.
Наприклад малоактивний метал – мідь взаємодіє з цими кислотами:
Cu + 2H2SO4(конц.) CuSO4 + SO2 + 2H2O;
Cu + 4HNO3(конц.) Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;
3Cu + 8HNO3(розв.) 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
А дуже активний метал – кальцій взаємодіє з азотною кислотою:
4Ca + 10HNO3(конц.) 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O;
5Ca + 12HNO3(pозв.) 5Ca(NO3)2 + N2 + 6H2O;
4Ca + 10HNO3(дуже розв.) 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
2.4.Солі
Солі – це складні речовини, у молекулах яких катіони металів або амонію пов’язані з аніонами кислотних залишків.
Розрізняють солі:
cередні – NaСl, K2SO4, (NH4)2Cr2O7, ;
кислі (гідро-) – NaНCO3, CaHPO4, Ba(HS)2, тощо;
основні (гідроксо-) – Сa(OH)Cl, (MgOH)2SO4, Al(OH)2NO3, тощо та
комплексні – Na3[Al(OH)6], K4[Fe(CN)6], [Cr(H2O)4Cl2]Cl, тощо.
середньої сили: H3PO4, H2SO3, HNO2, HF, тощо
та слабкі: H3BO3, H2СO3, H2SiO3, H2S, HCN, HClO, H2MoO4, тощо.
2.4.1.Основні способи одержання солей
1. Взаємодія кислот з гідроксидами:
2HCl + Fe(OH)2 FeCl2 + 2H2O;
2Cu(OH)2 + H2SO4 (CuOH)SO4 + 2H2O.
NaOH + H3PO4 2NaH2PО4 + H2O;
2. Взаємодія кислот з оксидами металів:
BaO + 2НBr BaBr2 + H2O; Al2O3 + 6НNO3 2Al(NO3)3 + 3H2O;
3. Взаємодія кислот із солями:
AgNО3 + НCl AgCl + HNО3; CaCО3 + Н2CO3 Ca(HCO3)2.
4. Взаємодія металу з неметалом – деякі солі безкисневих кислот:
2Fe + 3Cl2 2FeCl3; Hg + S HgS.
5. Взаємодія металу з кислотою:
2Fe + Н2SO4 2FeSO4 + H2; Ag + 2HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O.
6. Взаємодія «амфотерного” металу з лугом:
Zn + 2NaOH –to Na2ZnO2 + H2.
7. Взаємодія металу з розчином солі менш активного металу:
Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu.
Взаємодія основного оксиду з кислотним:
CaО + SiO2 CaSiO3; Na2O + P2O5 2NaPO3.
Взаємодія двох розчинних солей:
BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + 2NaCl; 2AgNO3 + CuCl2 2AgCl + Cu(NO3)2.
Взаємодія гідроксиду металу (амонію) з кислотним оксидом:
2KОH + CO2 K2CO3 + H2O; 2NH4OH + CrO3 (NH4)2CrO4 + H2O.
Питання для самоперевірки
1. Що таке оксиди? Які класи оксидів ви знаєте?
2. Як реаґують представники різних класів оксидів?
3. Із якими сполуками реаґують амфотерні оксиди?
4. Які способи одержання оксидів ви знаєте?
5. Що таке гідроксиди? Як їх одержують?
Як класифікуються гідроксиди? З чим взаємодіють основи?
Як класифікуються кислоти? Напишіть реакції нітратної кислоти з бісмутом.
Які класи солей ви знаєте? Що таке основні солі?
Якими способами можна одержати кислі солі? Напишіть відповідні рівняння реакцій.