ЗМІСТ

Вступ………...………………………………………………………….……..	5
1. КЛАСИФіКАЦіЯ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК..………………………………...	6
1.1. Оксиди………………………. …………………………………………….	6
1.2. Гідроксиди…………………………………………………………..……..	8
1.3. Солі………………………………………………………………………....	12
2. Приклади розв’язання типових задач з теми 1	13
3. ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ТА ЗАКОНИ ХІМІЇ. АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНЕ ВЧЕННЯ	21
3.1. Основні поняття та закони хімії……………………………..	21
3.2. Запитання для самостійної підготовки ……………………………	30
4. Приклади розв’язання типових задач з теми 3	31
5. Будова атома. періодичний закон і періодична система д. і. Менделєєва….……………………………..	39
Будова атома……………………………………………………………..	40
Періодичний закон і періодична система Д. І. Менделєєва…………..	45
Запитання для самостійної підготовки	49
Приклади розв’язання типових завдань з теми 5	50
7. ХІМІЧНИЙ ЗВ’ЯЗОК. БУДОВА МОЛЕКУЛ. кРИСТАЛІЧНИЙ СТАН РЕЧОВИНИ………………………………………………	60
7.1. Ковалентний хімічний зв’язок……………………………………….….	60
7.2. Будова молекул…………………………………………………………...	65
7.3. Іонний та металічний хімічні зв’язки. Міжмолекулярна взаємодія…………….	69
7.4. Кристалічний стан речовини……………………………………………	73
7.5. Запитання для самостійної підготовки …………………………………..	75
8. Приклади розв’язання типових завдань з теми 7…………...	77
9. Хімічна ТЕРМОДИНАМІКА	87
9.1. Короткі теоретичні відомості	87
9.2. Запитання для самостійної підготовки	93
10. Приклади розв’язання типових задач з теми 9	94
11. Хімічна кінетика і хімічна рівновага	101
11.1. Кінетика хімічних процесів	102
11.2. Рівноважні процеси	105
11.3. Запитання для самостійної підготовки	107
12. Приклади розв’язання типових задач з теми 11	108
13. Розчини. Загальні властивості розчинів неелектролітів	116
13.1. Властивості розчинів неелектролітів	116
13.2. Осмос	121
13.3. Запитання для самостійної підготовки	121
14. Приклади розв’язання типових задач з теми 13	122
15. Розчини електролітів	131
15.1. Електролітична дисоціація у розчинах електролітів	132
15.2. Напрям перебігу йонних процесів у розчинах електролітів. Іонно-молекулярні рівняння	138
15.3. Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН	141
15.4. Добуток розчинності	143
15.5. Гідроліз солей	145
15.6. Запитання для самостійної підготовки	150
16. Приклади розв’язання типових задач з теми 15	151
ДОДАТКИ	152
СПИСОК РЕКОМЕНДОВАНОЇ ТА ДОДАТКОВОЇ ЛІТЕРАТУРИ	168

ВСТУП

Хімія – це наука, що вивчає будову, властивості речовин, можливості їх взаємодії та взаємних перетворень. Вона має величезне значення для розуміння сутності різних явищ природи, біохімічних процесів в організмах, їх взаємозв’язку і взаємозумовленості, оскільки і живі організми, і нежива природа складаються з одних і тих самих елементів. Однак на групу органогенних елементів (Гідроген, Оксиген, Карбон, Нітроген, Сульфур і Фосфор) припадає 99,7 %, а на решту – лише 0,3 %.

Пізнаючи природні явища, людина прагне керувати ними, відкривати і створювати нові речовини з наперед заданими властивостями. Щорічно у світі синтезуються тисячі хімічних сполук, яких раніше не було у природі. Серед них більшість корисних, але є шкідливі, токсичні й навіть дуже небезпечні речовини. Ось чому потрібно вивчати будову атомів і молекул, їх властивості, а також закономірності перебігу хімічних і біохімічних реакцій. Хімічні дослідження дозволяють передбачити напрямок процесів, оцінити супровідні їм теплові ефекти, виявити можливості збільшення виходу корисного продукту.

До основних завдань сучасної хімії належать профілактика та запобігання забрудненню довкілля, розроблення екологічно безпечних технологій, вирішення глобальних екологічних проблем, що вже постали перед людством.

Цей посібник має на меті висвітлення фундаментальних закономірностей перебігу хімічних процесів, які відбуваються під час взаємодії різних речовин, пояснення причин і можливостей взаємного перетворення представників основних класів неорганічних сполук. Особливу увагу приділено застосуванню стехіометричних законів до проведення розрахунків за рівняннями хімічних реакцій, установленню залежності хімічних властивостей речовин від будови атомів і молекул, типу хімічного зв’язку та геометричної форми молекул, агрегатного стану речовини.

У посібнику наведено приклади розв’язання типових і ускладнених задач, подано програмні питання та запитання для самостійної підготовки з урахуванням різного рівня попередньої підготовки студентів.

Посібник призначено для студентів Інституту енергозбереження та енергоменеджменту НТУУ“КПІ”.

1. Класифікація неорганічних сполук

Програмні питання

Основні класи неорганічних сполук. Оксиди: кислотні, основні та амфотерні; їх хімічні властивості. Кислоти: оксигенвмісні та безоксигенові; способи одержання кислот, їх властивості. Основи, луги; способи їх одержання, хімічні властивості. Амфотерні гідроксиди; способи одержання та хімічні властивості. Солі; одержання та хімічні властивості середніх, кислих і основних солей.

1.1. Оксиди

Знаючи властивості основних класів неорганічних сполук, можна теоретично передбачити хімічну поведінку речовин, які мають подібні властивості. Запропонована класифікація розглядає сполуки елементів з Окси-геном, але містить і деякі безоксигенові сполуки. Однак і вона не може охопити все різноманіття хімічних речовин.

Зазвичай виділяють такі основні класи неорганічних сполук: оксиди, кислоти, основи, амфотерні гідроксиди і солі.

Оксиди  це бінарні (тобто утворені з двох типів різних атомів) сполуки елементів з Оксигеном, причому Оксиген в оксидах має ступінь окиснення мінус 2. Отже, в оксидах немає зв’язку атомів Оксигену між собою.

Нагадаємо, що ступінь окиснення елемента – це такий заряд, який виник би на атомі за умови утворення іонних зв’язків з іншими атомами у хімічній сполуці.

Оксиди відомі практично для всіх хімічних елементів за винятком Гелію, Нeону, Aргону та Флуору.

Загальні формули оксидів:

₂О, О, ₂О₃, О₂, ₂О₅, О₃, ₂О₇ і О₄,

де Е  символ хімічного елемента (металу чи неметалу).

Бінарні сполуки типу та інші належать до пероксидів, в котрих оксиген має ступінь окиснення 1: (Na⁺¹О^1О^1Na⁺¹).

Оксиди за їх хімічним характером поділяють на солетворні (основні, кислотні та амфотерні) та несолетворні (індиферентні).

Зазвичай хімічний характер оксиду визначається його відношенням до кислот (або кислотних оксидів) і лугів (або основних оксидів лужних і лужно-земельних металів).

Основні оксиди  це завжди оксиди металів, які мають ступінь окиснення +1, +2. Наприклад: Na₂О, K₂О, CuO, MgO, CaO, MnО.

Гідратні сполуки (гідроксиди) основних оксидів є основами. Виняток  оксиди які мають амфотерні властивості. Взаємодіючи з кислотами та кислотними оксидами, основні оксиди утворюють солі:

Na₂O + H₂SO₄= Na₂SO₄ + H₂O

Na₂O + SO₃= Na₂SO₄

Між собою основні оксиди не реагують.

Кислотні оксиди (ангідриди відповідних кислот) – це оксиди, гідратні сполуки яких є кислотами. До них належать майже всі солетворні оксиди неметалів, а також значна кількість оксидів металів, у яких ступінь окиснення металу п’ять і вище , наприклад: B₂О₃, SiО₂, N₂О₅, SО₃, V₂О₅, CrО₃, Mn₂О₇ тощо. Кислотні оксиди реагують з основами, основними й амфотерними оксидами з утворенням солей:

SO₃ + 2NaOH= Na₂SO₄ + H₂O

SO₃ + CaO = CaSO₄

3SO₃ + Al₂O₃= Al₂(SO₄)₃

Амфотерні оксиди залежно від умов виявляють властивості і основних, і кислотних оксидів, тобто здатні реагувати і з кислотами, і з основами з утворенням солей. Вони можуть утворювати солі з кислотними та основними оксидами, а також взаємодіючи між собою:

ZnO + H₂SO₄= ZnSO₄ + H₂O

ZnO + 2NaOH= Na₂ZnO₂ + H₂O

До амфотерних оксидів належать та більшість оксидів металів зі ступенями окиснення +3, +4. Відповідні їм гідроксиди також мають амфотерний характер.

Оксиди, які не утворюють солей, реагуючи з іншими речовинами, називаються несолетворними. До них належать оксиди: СО, SiО, N₂O та NO, які не виявляють основних і кислотних властивостей. Але індиферентні вони лише під час реакцій солеутворення, вони можуть активно взаємодіяти в хімічних реакціях іншого типу.

Із найважливіших методів одержання оксидів зазначимо такі:

• Безпосереднє сполучення елементів з киснем:

2Cu + O₂ = 2CuO

S + O₂ = SO₂

• Окиснення хімічних сполук киснем або повітрям:

CuS + 3O₂= 2CuO + 2SO₂

• Розкладання гідратних сполук (гідроксидів):

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O↑

H₂SiO₃ = SiO₂ + H₂O↑

• Розкладання солей оксигенвмісних кислот:

CaCO₃ = CaO + CO₂↑