- •Глава 1. Основные понятия химии
- •1.1. Составление химических формул веществ. Понятие о валентности и степени окисления
- •Задание для самостоятельной работы
- •1.2. Химические уравнения
- •1.3. Классификация химических реакций
- •Глава 2. Основные классы неорганических соединений
- •2.1. Оксиды
- •2.1.1. Получение оксидов
- •2.1.2. Классификация и свойства оксидов
- •I. Оксиды металлов.
- •1. Оснóвные оксиды.
- •2. Кислотные оксиды.
- •3. Амфотерные оксиды.
- •II. Оксиды неметаллов.
- •2.2. Гидроксиды
- •I. Гидроксиды металлов.
- •2.2.1. Получение гидроксидов металлов
- •1. Оснóвные гидроксиды.
- •2. Кислотные гидроксиды.
- •3. Амфотерные гидроксиды.
- •II. Гидроксиды неметаллов.
- •2.2.2. Получение кислот
- •2.3. Соли
- •2.3.1. Классификация солей
- •1. Средние (нормальные) соли.
- •2. Кислые соли.
- •3. Оснóвные соли.
- •4. Комплексные соли.
- •5. Двойные соли.
- •6. Смешанные соли.
- •7. Гидратные соли (кристаллогидраты).
- •2.3.2. Физические свойства солей
- •2.3.3. Химические свойства солей
- •Задание для самостоятельной работы
- •Глава 3. Основные законы химии
- •3.1. Международная система единиц (система си)
- •3.2. Атомные и молекулярные массы
- •1. Атомная (или молекулярная) масса m0.
- •2. Относительная атомная (или молекулярная) масса Ar (Mr).
- •3. Молярная масса вещества m.
- •1. Закон сохранения массы веществ.
- •2. Закон постоянства состава.
- •3. Закон стехиометрических соотношений.
- •3.4. Газовые законы
- •Решение.
- •Глава 4. Строение Атома
- •Решение.
- •4.1. Строение электронных оболочек атомов
- •4.2. Электронные конфигурации атомов
- •1. Принцип Паули.
- •2. Правило Хунда.
- •3. Принцип наименьшей энергии.
- •Решение.
- •Решение.
- •Задание для самостоятельной работы
- •4.3. Периодический закон д.И.Менделеева
- •Задание для самостоятельной работы
- •Глава 5. Химическая связь
- •5.1. Ковалентная связь
- •1. Обменный механизм.
- •2. Донорно-акцепторный механизм.
- •5.2. Ионная связь
- •5.3. Металлическая связь
- •5.4. Водородная связь
- •Решение.
- •Задание для самостоятельной работы
- •Глава 6. Физико-химические основы протекания химических реакций
- •6.1. Основы химической термодинамики
- •6.1.1. Термохимические уравнения и расчеты
- •I следствие:
- •Решение.
- •II следствие:
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Задание для самостоятельной работы
- •6.2. Скорость химических реакций
- •6.2.1. Основы химической кинетики
- •Решение.
- •1. Зависимость скорости реакции от концентраций реагентов.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •2. Зависимость скорости реакции от температуры.
- •Решение.
- •Решение.
- •Задание для самостоятельной работы
- •6.3. Химическое равновесие
- •6.3.1. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье
- •1. Влияние изменения концентрации.
- •2. Влияние температуры.
- •2. Влияние давления.
- •Решение.
- •Задача №3
- •Задача №4
- •Задание для самостоятельной работы
- •Глава 7. Растворы
- •7.1. Основные способы выражения концентрации растворов
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Задание для самостоятельной работы
- •7.2. Теория электролитической диссоциации
- •7.2.1. Факторы, влияющие на степень диссоциации электролитов
- •Решение.
- •7.2.2. Реакции в растворах электролитов
- •Решение.
- •7.3. Ионное произведение воды. Водородный показатель
- •Решение.
- •Решение.
- •Шкала значений pH
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •7.4.1. Усиление и подавление гидролиза
- •Решение.
- •Задание для самостоятельной работы
- •Глава 8. Окислительно-восстановительные реакции
- •8.1. Окислители и восстановители
- •8.2. Классификация окислительно-восстановительных реакций
- •8.3.2. Метод электронно-ионного баланса
- •Решение.
- •Задание для самостоятельной работы
2. Кислые соли.
Кислую соль можно рассматривать как продукт неполной нейтрализации многоосновной кислотой основанием. Очевидно, что кислые соли образуются только многоосновными кислотами, одноосновные кислоты таких солей не образуют.
Названия таких солей образуются из названия аниона с приставкой гидро-, за которым следует название катиона.
Примеры: NaHCO3 гидрокарбонат натрия, KH2PO4 дигидрофосфат калия.
3. Оснóвные соли.
Основные соли это продукты неполной нейтрализации многокислотного основания кислотой. Основные соли образуют только многокислотные основания.
Названия таких солей образуются из названия аниона с приставкой гидрокси-, за которым следует название катиона.
Примеры: MgOHCl гидроксихлорид магния, Al(OH)2NO3 дигидроксинитрат алюминия. Основной солью является также минерал малахит (CuOH)2CO3 гидроксикарбонат меди (II).
4. Комплексные соли.
В состав комплексной соли входит комплексный ион, образованный комплексообразователем и лигандами. Комплексный ион принято выделять квадратными скобками.
Названия комплексных солей достаточно сложны и в рамках данного курса подробно не рассматриваются.
Примерами комплексных солей являются:
Формула |
Тривиальное названия |
Номенклатурное название |
K3[Fe(CN)6] |
Красная кровяная соль |
Гексацианоферрат (III) калия |
K4[Fe(CN)6] |
Желтая кровяная соль |
Гексацианоферрат (II) калия |
Na3[Al(OH)6] |
|
Гексагидроксоалюминат натрия |
5. Двойные соли.
Двойные соли состоят из одного аниона и двух разных катионов.
Примеры: KNaCl2 хлорид калия-натрия, (NH4)Fe(SO4)2 сульфат аммония-железа (II).
6. Смешанные соли.
Смешанные соли состоят из одного катиона и двух разных анионов.
Пример: CaOCl2 (или Ca(OCl)Cl) гипохлорит-хлорид кальция.
7. Гидратные соли (кристаллогидраты).
Кристаллогидраты представляют собой частный случай комплексных солей (аквакомплексы).
Примерами гидратных солей являются:
Формула |
Тривиальное названия |
Номенклатурное название |
CuSO45H2O |
Медный купорос |
Пентагидрат сульфата меди (II) |
FeSO47H2O |
Железный купорос |
Гептагидрат сульфата железа (II) |
Na2SO410H2O |
Глауберова соль |
Декагидрат сульфата натрия |
MgSO47H2O |
Горькая соль |
Гептагидрат сульфата магния |
2.3.2. Физические свойства солей
Соли, за небольшим исключением твердые кристаллические вещества. По растворимости в воде их можно разделить на растворимые и малорастворимые. Как видно из таблицы растворимости кислот, оснований и солей, все соли азотной и уксусной кислот растворимы в воде. Растворимы в воде соли соляной кислоты НСl, за исключением AgCl, Hg2Cl2, PbCl2. Из солей серной кислоты малорастворимы CaSO4, SrSO4, BaSO4 и Ag2SO4. Практически все неорганические соли калия и натрия также хорошо растворимы. Растворимость солей имеет важное значение для предсказания необратимости химических реакций, в ходе которых они образуются.