Книжная полка Сохранить
Размер шрифта:
А
А
А
|  Шрифт:
Arial
Times
|  Интервал:
Стандартный
Средний
Большой
|  Цвет сайта:
Ц
Ц
Ц
Ц
Ц

Химия

Покупка
Артикул: 683769.01.99
Доступ онлайн
90 ₽
В корзину
Учебное пособие содержит теоретические сведения о классах неорганических соединений, энергетике химических процессов, электролитах, гидролизе солей, строении атома, окислительно-восстановительных реакциях, коррозии металлов, химических источниках тока, электролизе водных растворов солей и др. В конце каждого раздела даны задания для самоконтроля. Предназначено для студентов нехимических специальностей.
Аскарова, Л. Х. Химия: Учебное пособие / Аскарова Л.Х., - 2-е изд., стер. - Москва :Флинта, 2018. - 80 с.: ISBN 978-5-9765-3542-8. - Текст : электронный. - URL: https://znanium.com/catalog/product/965487 (дата обращения: 27.05.2024). – Режим доступа: по подписке.
Фрагмент текстового слоя документа размещен для индексирующих роботов. Для полноценной работы с документом, пожалуйста, перейдите в ридер.
Москва
Издательство «ФЛИНТА»
Издательство Уральского университета
2018

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

УРАЛЬСКИЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
ИМЕНИ ПЕРВОГО ПРЕЗИДЕНТА РОССИИ Б. Н. ЕЛЬЦИНА

Л. Х. Аскарова

ХИМИЯ

Рекомендовано методическим советом УрФУ
в качестве учебно-методического пособия для студентов,
обучающихся по программе бакалавриата
по направлениям подготовки
140400 «Электроэнергетика и электротехника»,
141100 «Энергетическое машиностроение»

2-е издание, стереотипное

Рецензенты

Г. В. Б а з у е в, доктор технических наук, профессор

(Институт химии твердого тела УрО РАН);

С. Н. П а з н и к о в а, кандидат технических наук, доцент,
начальник кафедры химии и процессов горения

(Уральский институт государственной противопожарной
службы МЧС России)

Научный редактор

кандидат химических наук, доцент Л. А. Б а й к о в а

УДК 54(075.8)

 А93

А93

Аскарова, Л. Х.
Химия [Электронный ресурс]: [учеб. пособие] / Л. Х. 
Аскарова ; [науч. ред. Л. А. Байкова] ; М-во образования и
науки Рос. Федерации, 
Урал. федер. ун-т. — 2-е изд., стер. — 
М. : ФЛИНТА : Изд-во Урал. ун-та, 2018. — 80 с. 

ISBN 978-5-9765-3542-8 (ФЛИНТА)
ISBN 978-5-7996-1073-9 (Изд-во Урал. ун-та)

Учебное пособие содержит теоретические сведения о классах 
неорганических соединений, энергетике химических процессов, 
электролитах, гидролизе солей, строении атома, окислительно-восстановительных реакциях, коррозии металлов, химических источниках 
тока, электролизе водных растворов солей и др. В конце каждого 
раздела даны задания для самоконтроля.

Предназначено для студентов нехимических специальностей.

УДК 54(075.8)

© Уральский федеральный университет, 2013

ISBN 978-5-9765-3542-8 (ФЛИНТА)
ISBN 978-5-7996-1073-9 (Изд-во Урал. ун-та)

Предисловие ...............................................................................3

1. Классификация неорганических соединений ..............................5
1.1. Простые вещества — металлы и неметаллы ........................5
1.2. Оксиды — кислотные и основные ......................................5
1.3. Гидроксиды — кислоты и основания ..................................6
1.4. Амфотерные оксиды и гидроксиды ................................... 10
1.5. Соли ............................................................................. 12
Задания для самоконтроля ................................................. 14
2. Основы химической термодинамики. Химическое равновесие .... 15
2.1. Термодинамические расчеты ............................................ 15
2.2. Химическое равновесие ................................................... 19
Задания для самоконтроля ................................................. 21
3. Электролиты ........................................................................ 27
3.1. Диссоциация электролитов. Обменные реакции
в растворах электролитов. Ионные уравнения ........................ 27
3.2. Гидролиз солей .............................................................. 31
Задания для самоконтроля ................................................. 33
4. Строение атома и Периодическая система элементов
Д. И. Менделеева ................................................................ 35
Задания для самоконтроля ................................................. 40

5. Окислительно-восстановительные реакции .............................. 40
5.1. Степень окисления. Окислители и восстановители ............ 41
5.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных
реакций ............................................................................... 42
Задания для самоконтроля ................................................. 47
6. Общие свойства металлов ...................................................... 49
6.1. Взаимодействие металлов с растворами кислот ................. 50
6.2. Взаимодействие металлов с водой .................................... 52
6.3. Взаимодействие металлов с водными растворами щелочей ... 53
6.4. Коррозия металлов......................................................... 54
Задания для самоконтроля ................................................. 57
7. Гальванические элементы ....................................................... 59
Задания для самоконтроля ................................................. 62
8. Электролиз водных растворов ................................................ 63
Задания для самоконтроля ................................................. 67
Рекомендуемая литература .................................................... 68
Приложение ......................................................................... 69

СОДЕРЖАНИЕ

Современная химия — разветвленная система наук, вклю
чающая общую химию, неорганическую, органическую, физическую, аналитическую химию, химию твердого тела и ряд других химических дисциплин. Все большее значение в настоящее
время приобретают смежные дисциплины — биохимия, геохимия, космохимия.

Химические реакции широко используются во многих про
изводственных процессах, таких как получение топлива, электроэнергии, металлов, пластмасс, синтетических волокон, строительных материалов, продуктов питания.

Знание химии необходимо для повышения эффективности

производства и качества продукции, т. к. ухудшение качества
часто связано с самопроизвольным протеканием некоторых химических процессов (коррозия металлов, старение полимеров
и др.). Решение экологических проблем, сохранение и воссоздание окружающей среды также требуют хорошего знания химии. Изучение химии важно и для хорошего усвоения последующих курсов — материаловедения, сопротивления материалов,
основ теплопередачи и др.

В первом разделе настоящего пособия кратко систематизиро
ваны известные по школьному курсу сведения по составу и свойствам классов неорганических веществ. Далее рассматривается
ряд ключевых тем: строение атома, термодинамические расчеты, химическое равновесие и возможности его смещения, свойства растворов электролитов, общие свойства и коррозия металлов и др.

В целях успешного усвоения материала наряду с изложе
нием его теоретических вспектов в каждом разделе приводят
ПРЕДИСЛОВИЕ

ся практические примеры. Все разделы завершаются вопросами для самоконтроля. Не рекомендуется переходить к последующей теме, не усвоив предшествующую. Для более глубокого понимания материала наряду с пособием и конспектами лекций необходимо использовать учебную литературу, список которой приводится в конце пособия.

1.1. Простые вещества — металлы и неметаллы

Простыми называют вещества, состоящие из атомов одного

и того же элемента. Все простые вещества можно разделить на
металлы и неметаллы, так как их свойства существенно различаются. Металлы обладают металлическим блеском, хорошей
тепло- и электропроводностью, ковкостью и пластичностью, в химических реакциях являются только восстановителями. Неметаллы характеризуются плохой тепло- и электропроводностью,
твердые неметаллы хрупки. Многие из неметаллов могут проявлять свойства как окислителей, так и восстановителей.

Большая часть элементов является металлами. К неметал
лам относятся 22 элемента (табл. 1.1).

Т а б л и ц а  1.1

Группы элементов

I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII

H
He

B
C
N
O
F
Ne

Si
P
S
Cl
Ar

As
Se
Br
Kr

Te
I
Xe

At
Rn

Некоторые элементы обладают свойствами и металлов, и не
металлов.

1. КЛАССИФИКАЦИЯ

НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

1.2. Оксиды — кислотные и основные

Оксиды — сложные вещества, состоящие из атомов двух

элементов, один из которых — кислород. Степень окисления
кислорода в оксидах — –2 (табл. 1.2.).

Т а б л и ц а  1.2

Оксиды (ЭnOm)

Солеобразующие
Несолеобразующие

Кислотные
Амфотерные
Основные
СО, NO, N2O

(не образуют солей)

Кислотные оксиды:
— оксиды неметаллов (СО2, SO3, Cl2O7 и др.);
— оксиды металлов в высокой положительной степени окис
ления (+6, +7): FeO3,CrO3, Mn2O7 и др.

Химические свойства кислотных оксидов
1. Взаимодействуют с водой, образуя кислоты (исключение

составляют SiO2 и небольшое число других оксидов):

SO3 + H2O = H2SO4

Mn2O7 + H2O = 2 HMnO4

SiO2 + H2O  (не взаимодействует).

2. Взаимодействуют с основными оксидами:

N2O5 + MgO = Mg(NO3)2

3. Взаимодействуют с основаниями:

SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O

Основные оксиды — это оксиды металлов в невысокой сте
пени окисления (Na2O, MgO, FeO и др.).

Химические свойства основных оксидов
1. С водой взаимодействуют только оксиды щелочных

(Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов,
образуя основания. Оксиды других металлов в воде не растворяются.

BaO + H2O = Ba(OH)2

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соли:

CaO + CO2 = CaCO3

3. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:

СuO + 2 HCl = CuCl2 + Н2О

1.3. Гидроксиды — кислоты и основания

К гидроксидам относятся кислородсодержащие кислоты,

основания, амфотерные гидроксиды.

Кислоты — это сложные химические соединения, состоящие

из катионов водорода и кислотных остатков (табл. 1.3, 1.4).

Химические свойства кислот
1. Взаимодействуют с основными оксидами:

2 HNO3 + MgO = Mg(NO3)2 + H2O

2. Взаимодействуют с основаниями:

H2CO3 + 2 LiOH = Li2CO3 + 2 H2O

3. Реагируют с солями, если в результате реакции образует
ся более слабая кислота, осадок, газ:

3 H2SO4 + 2 Na3PO4 = 2 H3PO4 + 3 Na2SO4

                    сильная                         слабая
                    кислота                         кислота

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2 HCl

                                                    осадок

H2SO4 + FeS = FeSO4 + H2S

        газ

4. Реагируют с металлами (особенности этих реакций рас
смотрены в разд. 6).

5. Действие кислоты на индикатор:

H+ + метилоранж  красный цвет

H+ + лакмус  красный цвет

Основания — это сложные химические соединения, состоящие

из катионов металла (или аммония NH4

+) и гидроксогрупп (OH–).

Т а б л и ц а  1.3

Названия часто встречающихся кислот и их солей

Кислота
Соль

Формула
Название
Кислотный
Название

остаток

HF
Фтороводородная
F–
Фторид

HCl
Хлороводородная
Cl–
Хлорид

HBr
Бромоводородная
Br–
Бромид

HI
Иодоводородная
I–
Иодид

HCN
Циановодородная
CN–
Цианид

H2S
Сероводородная
S2–
Сульфид

H2SO4
Серная
SO4

2–
Сульфат

H2SO3
Сернистая
SO3

2–
Сульфит

HNO3
Азотная
NO3

–
Нитрат

HNO2
Азотистая
NO2

–
Нитрит

H2CO3
Угольная
CO3

2–
Карбонат

H2SiO3
Кремниевая
SiO3

2–
Силикат

H2CrO4
Хромовая
CrO4

2–
Хромат

HClO4
Хлорная
ClO4

–
Перхлорат

HClO3
Хлорноватая
ClO3

–
Хлорат

HClO2
Хлористая
ClO2

–
Хлорит

HClO
Хлорноватистая
ClO–
Гипохлорит

H3BO3
Борная
BO3

3–
Борат

H3PO4
Фосфорная
PO4

3–
Фосфат

HMnO4
Марганцовая
MnO4

–
Перманганат

H2MnO4
Марганцовистая
MnO4

2–
Манганат

Т а б л и ц а  1.4

Кислоты

Сильные электролиты
Слабые электролиты

и электролиты средней силы

HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4,
Все остальные:

HClO4 (и некоторые другие)
HF, H3PO4, H2CO3 и т. д.,

а также многие органические

0

Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов называют щелочами, они хорошо растворимы в воде (кроме Ca(OH)2).
Остальные основания в воде практически нерастворимы (исключая NH4OH) (табл. 1.5).

Химические свойства оснований
1. Взаимодействуют с кислотами:

Fe(OH)2 + 2 HCl = FeCl2 + 2 H2O

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами:

Сa(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O

3. Реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

2 NaOH + Cr2O3 = 2 NaCrO2 + H2O

KOH + Cr(OH)3 = KCrO2 + 2 H2O

4. Взаимодействуют с растворимыми солями, если в резуль
тате образуются слабое основание, осадок, газ:

2 NaOH + (NH4)2SO4 = 2 NH3 + 2 H2O + Na2SO4

газ

2 NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2 + 2 NaCl

слабое

                                                    основание

Вa(OH)2 + K2CO3 = BaCO3 + 2 KOH

осадок

6. Действие щелочи на индикатор:

OH– + фенолфталеин  малиновый цвет

ОН– + лакмус  синий цвет

Т а б л и ц а  1.5

Основания

Сильные электролиты
Слабые электролиты

Все щелочи:
Все остальные основания:

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH
NH4OH,

Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2
Cu(OH)2, Al(OH)3 и др.

1

7. Слабые основания при нагревании разлагаются:

t

2 Bi(OH)3  Bi2O3 + 3 H2O

1.4. Амфотерные оксиды и гидроксиды

Амфотерные оксиды — это оксиды металлов, которые мо
гут проявлять свойства как основных, так и кислотных оксидов
(ZnO, Al2O3, Cr2O3, BeO, SnO, PвО и т. д.). Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды, проявляющие свойства и оснований, и кислот. Формулы амфотерных гидроксидов
можно представить как в виде основания, так и в виде кислоты
(табл. 1.6).

Т а б л и ц а  1.6

Оксид

Гидроксид

Основание
Кислота1
Метаформа кислоты2

BeO
Be(OH)2
H2BeO2
—

ZnO
Zn(OH)2
H2ZnO2
—

Al2O3
Al(OH)3
H3AlO3
HAlO2

Cr2O3
Cr(OH)3
H3CrO3
HCrO2

SnO
Sn(OH)2
H2SnO2
—

SnO2
Sn(OH)4
H4SnO4
H2SnO3

PbO
Pb(OH)2
H2PbO2
—

1 Приведенные здесь формулы кислот условны. Анионы таких кислот образуют
ся в расплавах. В растворах существуют комплексные анионы — [Zn(OH)4]2–,
[Al(OH)6]3– и др.

2 Метаформы кислот образуют гидроксиды, содержащие три и более атома водо
рода. Их получают из ортоформы вычитанием молекулы воды: H3AlO3 – H2O 
HAlO2.

Химические свойства амфотерных оксидов и гидроксидов
Амфотерные оксиды и гидроксиды реагируют как с кисло
тами (и кислотными оксидами), так и с сильными основаниями
(и соответствующими оксидами). При этом в реакциях с основаниями и основными оксидами амфотерные соединения про
Доступ онлайн
90 ₽
В корзину