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

Химия

Покупка
Основная коллекция
Артикул: 685192.01.99
Рассмотрены теоретические основы современной химии: строение атомов и химических связей, энергетика и кинетика химических реакций, химия растворов, окислительно-восстановительные и электрохимические процессы, комплексные и органические соединения с позиций структурных представлений. Предназначено для студентов заочной формы обучения направлений 22.03.02 «Металлургия», 15.03.04 «Автоматизация технологических процессов и производств», 21.05.03 «Технология геологической разведки», 21.05.04 «Горное дело».
Вострикова, Н. М. Химия: Учебное пособие / Вострикова Н.М., Королева Г.А. - Краснояр.:СФУ, 2016. - 136 с.: ISBN 978-5-7638-3510-6. - Текст : электронный. - URL: https://znanium.com/catalog/product/968024 (дата обращения: 23.04.2024). – Режим доступа: по подписке.
Фрагмент текстового слоя документа размещен для индексирующих роботов. Для полноценной работы с документом, пожалуйста, перейдите в ридер.
Оглавление 

1 

Министерство образования и науки Российской Федерации 
Сибирский федеральный университет 
 
 
 
 
 
 
 
Н. М. Вострикова, Г. А. Королева 
 
 
ХИМИЯ  
 
 
Учебное пособие 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
    
Красноярск 
СФУ 
2016 

Оглавление 

2 

УДК 54(07) 
ББК 24я73 
В785 
 
 
 
 
Р е ц е н з е н т ы:  
В. И. Кузьмин, доктор химических наук, заведующий лабораторией 
гидрометаллургических процессов  Института химии и химической технологии СО РАН; 
О. Н. Вязовой, кандидат технических наук, исполняющий обязанности начальника научно-технологического центра ОАО «Красцветмет» 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Вострикова, Н. М.  
В785        Химия : учеб. пособие / Н. М. Вострикова, Г. А. Королева. – 
Красноярск : Сиб. федер. ун-т, 2016. – 136 с.  
ISBN 978-5-7638-3510-6 
 
Рассмотрены теоретические основы современной  химии: строение атомов и химических связей, энергетика и кинетика химических реакций, химия 
растворов, окислительно-восстановительные и электрохимические процессы, 
комплексные и органические соединения с позиций структурных представлений.  
Предназначено для студентов заочной формы обучения направлений 
22.03.02 «Металлургия», 15.03.04 «Автоматизация технологических процессов  
и производств», 21.05.03 «Технология геологической разведки», 21.05.04 «Горное дело». 
 
 
Электронный вариант издания см.: 
http://catalog.sfu-kras.ru 
УДК 54(07)  
ББК 24я73 
 
ISBN 978-5-7638-3510-6                                                            © Сибирский федеральный  
                                                                                                          университет, 2016 

Оглавление 

3 

 
ОГЛАВЛЕНИЕ 
 
 
ВВЕДЕНИЕ .......................................................................................................... 5 
 
1. ХИМИЯ ............................................................................................................ 6 
1.1. Основные понятия ................................................................................... 6 
1.2. Основные стехиометрические законы .................................................. 9 
1.3. Задачи. Основные требования ............................................................. 14 
1.4. Строение вещества и Периодическая система элементов  
       Д. И. Менделеева ................................................................................... 17 
1.4.1. Современная теория строения атома ........................................ 17 
1.4.2. Периодический закон и Периодическая система элементов 
          Д. И. Менделеева ........................................................................ 22 
1.4.3. Химическая связь и строение молекул ..................................... 28 
1.5. Основные закономерности химических процессов ........................... 32 
1.5.1. Основы химической термодинамики ....................................... 32 
1.5.2. Основы химической кинетики. Химическое равновесие ...... 35 
1.6. Химические процессы в водных растворах ........................................ 39 
1.6.1. Общая характеристика растворов ............................................ 39 
1.6.2. Растворы электролитов .............................................................. 41 
1.6.3. Окислительно-восстановительные реакции ............................ 46 
1.6.4. Электрохимические процессы .................................................. 50 
Вопросы и задания ....................................................................................... 54 
 
2. ХИМИЯ  НЕОРГАНИЧЕСКИХ  СОЕДИНЕНИЙ ..................................... 67 
2.1. Комплексные соединения ..................................................................... 67 
2.2. Металлы и их соединения ..................................................................... 70 
Вопросы и задания ........................................................................................ 73 
 
3. ХИМИЯ  ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ ........................................... 87 
3.1. Классификация и номенклатура органических соединений ............. 87 
3.2. Углеводороды ........................................................................................ 94 
3.3. Кислородсодержащие органические соединения .............................. 97 
3.3.1. Спирты, фенолы, простые эфиры .............................................. 97 
3.3.2. Альдегиды, кетоны .................................................................... 100 
3.3.3. Карбоновые кислоты  
           и их функциональные производные ....................................... 102 

Оглавление 

4 

3.4. Органические азотные и серосодержащие соединения ................... 105 
3.5. Высокомолекулярные соединения ..................................................... 108 
Вопросы и задания ...................................................................................... 110 
 
4. ВАРИАНТЫ  КОНТРОЛЬНЫХ  РАБОТ ................................................. 122 
 
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ  СПИСОК .......................................................... 130 
 
ПРИЛОЖЕНИЯ ............................................................................................... 131 
П р и л о ж е н и е  1.  Термодинамические характеристики  
                                       некоторых веществ .................................................. 131 
П р и л о ж е н и е  2.  Периодическая система химических элементов  
                                       Д. И. Менделеева ...................................................... 133 

Оглавление 

5 

 
ВВЕДЕНИЕ 
 
 
Известно, что химия как наука обладает мощным потенциалом,          
способным объяснить физико-химические превращения веществ, составляющих  основу горно-металлургического производства, нередко  связанного с переработкой руд и концентратов.  Как одна из фундаментальных         
естественнонаучных дисциплин химия изучает материальный мир, законы 
его развития, химическую форму движения материи. Данное учебное       
пособие направлено на развитие у студентов заочной формы обучения химической компетенции в области освоения базовых химических понятий, 
законов, их практического применения, необходимых для успешного изучения общенаучных и специальных дисциплин и решения различных производственных проблем в будущей профессиональной деятельности, в том 
числе экологических.  
Первая глава включает основные понятия и законы химии, которые 
составляют 
основу 
многих 
технологических 
процессов 
в 
горнометаллургической области. Здесь рассмотрены способы решения практикоориентированных задач, приведены контрольные вопросы и задания к контрольной работе 1. В главах 2, 3 содержатся краткий теоретический           
материал, примеры решения задач, контрольные вопросы и задания к контрольным работам 2, 3.  
Содержание учебного пособия соответствует учебным программам 
дисциплин «Химия», «Химия металлов», «Органическая химия», «Химия 
неорганических и органических соединений» основной образовательной 
программы направлений подготовки «Металлургия», «Горное дело»  
ФГОС ВО. 

1. Химия 

6 

 
1. ХИМИЯ 
 
 
1.1. Основные понятия 
 
Вещество – вид материи, которая обладает массой покоя. Вещество 
состоит из молекул, атомов или ионов. Отличительной характеристикой 
веществ является масса. 
Масса (m) – мера инертности вещества. В качестве системной единицы массы макротел используется килограмм (кг), а также дробная – 
грамм (г) и кратная – тонна (т).  
Химический элемент (Х. Э.) – это совокупность атомов с определенным зарядом ядра. Д. И. Менделеев определял Х. Э. как «материальные 
части простых или сложных тел, которые придают им известную совокупность физических и химических свойств». Формами существования химических элементов в свободном виде являются простые вещества. 
Простые вещества образованы атомами одного химического элемента и являются формой его существования в свободном состоянии в виде 
твердого тела (например, Fe – железо, S – сера, С – алмаз), жидкости (Hg – 
ртуть) или газа (О2 – кислород, О3 – озон, N2 – азот). 
Сложные вещества образованы атомами разных элементов. Они могут 
иметь постоянный состав (стехиометрические соединения или дальтониды) 
или состав, меняющийся в некоторых пределах (нестехиометрические соединения – бертоллиды). Примеры сложных веществ: вода (Н2О) – состоит 
из атомов элементов водорода (Н) и кислорода (О); мел (СаСО3) – состоит 
из атомов элементов кальция, углерода и кислорода. 
Атом (от гр. atomos – неделимый)  наименьшая химически неделимая частица химического элемента, обладающая его свойствами. Каждому 
химическому элементу соответствует совокупность определенных атомов. 
Относительная атомная масса Аr (индекс r – от relative – относительный) химических элементов, часто называемая атомной массой, определяется в атомных единицах массы (а. е. м.). Единицей атомной массы  
является 1/12 массы атома изотопа углерода –12 (12
6С . В системе СИ ее значение составляет (1,6605655±0,0000086)·10–27 кг). 
Средние атомные массы химических элементов (с учетом природных 
изотопов) приведены в Периодической таблице химических элементов          
Д. И. Менделеева (прил. 1). 

1.1. Основные понятия 

7 

Молекула (от лат. molecula, уменьшительное от лат. moles – масса) – 
это стабильная микрочастица вещества, образованная из атомов, обладающая их химическими свойствами. Состав молекул записывается в виде  
химических формул, в которых тип атомов и их количество обозначает 
подстрочный индекс у каждого атома в одной молекуле. Известны одноатомные молекулы, например молекулы благородных газов He, Ne, Ar           
и др., и многоатомные – Н2, СО2, HNO3 и др. 
Относительная молекулярная масса (молекулярная масса) вещества 
Mr – масса его молекулы, равная сумме относительных атомных масс всех 
атомов, входящих в ее состав; измеряется в атомных единицах массы (а. е. м.). 
Так, Mr (СаСО3) = Аr(Са) + Аr(С) + 3Аr(О)  = 40 +12 + 3·16 = 100. 
Молекулы и атомы электронейтральны, в химическом процессе они 
могут образовывать ионы. 
Ионы (от гр. ion – идущий) – это одноатомные (K+, Cu2+, Cl, S2) или 
многоатомные (NH4
+, OH, SO4
2) частицы, несущие электрический заряд. 
Первые называют простыми, а вторые – сложными. Среди сложных ионов 
выделяют комплексные ионы, например Cu(NH3)42+, Au(CN)4, которые 
входят в состав комплексных соединений, например Cu(NH3)4(ОН)2, 
КAu(CN)4. Положительные ионы называют катионами (от гр. kation – 
идущий вниз), отрицательные – анионами (от гр. anion – идущий вверх). 
В качестве основной единицы в химических расчетах используется 
единица количества вещества  моль. 
Моль (от лат. moles – количество, масса) – количество вещества, которое содержит столько молекул (атомов) этого вещества, сколько атомов 
содержится в 12 г (0,012 кг) углерода 12С. 
Количество вещества показывает, сколько структурных единиц 
(атомов, молекул, ионов и др.) данного вещества содержится в том или 
ином образце. В расчетах используются выражения: 

,)
(
)
(
)
(
X
Μ
X
m
X
n

   

m
V
V
X
n

)
(
 ,                                       (1) 

где n(Х) – количество вещества Х, моль; m – масса вещества Х, г; М – молярная масса вещества Х, г/моль; Vm – молярный объем вещества Х; V – 
объем, занимаемый веществом Х 
Пример 1. Рассчитайте количество вещества, соответствующее 36 г 
Н2О. 
Решение 
1. Для расчета воспользуемся формулой (1) 

.
 
 
M
m
n
моль
2
моль
/
г
18

г
36



 

1. Химия 

8 

Ответ: 2 моль Н2О соответствуют 36 г.  
Молярная масса  вещества M(Х) – масса одного моля любого вещества. Она равна отношению массы вещества к его количеству: 

,
)
(
)
(
)
(
X
n
X
m
X
М

 г/моль; кг/кмоль. 

Молярная масса вещества численно совпадает с относительной        
(выраженной в а. е. м.) атомной/молекулярной массой. Например, M(CO2)  = 
= 44 г/моль, m(молекулы CO2) = 44 а. е. м., Mr(CO2) = 44. 
Молярный объем газа  Vm – объем одного моля газа, равный отношению объема V к количеству вещества n: 

,
n
V
Vm 
  л/моль, м3/кмоль.                                       (2) 

В соответствии с законом А. Авогадро при нормальных условиях 
(н.у.) (0 oС и 1 атм или 273 К и 101,325 кПа) 1 моль или 1 кмоль любого газа занимает объем, равный 22, 4 л (дм3), или 22,4 м3 , соответственно. 
Пример 2.  Вычислите объем сернистого газа количеством 0,3 моль. 
Решение 
1. Объем сернистого газа рассчитаем по формуле (2)  

,    
m
V
V
n

    где Vm = 22,4 л. 

Тогда V = Vmn = 22,4 л/моль  0,3 моль = 6,72 л. 
Ответ: 6,72 л  сернистого газа соответствует 03 моль. 
Плотность вещества  равна отношению массы вещества m к его 
объему V: 

,
ρ
V

m

 кг/м3; г/мл; г/см3.                                         (3) 

Часто при выполнении стехиометрических расчетов необходимо 
знать массовые доли элементов в сложном веществе. 
Массовая доля химического элемента  в сложном веществе Х рассчитывается по формуле 

(X.Э.)
(Х.Э.)
ω(Х.Э.)
,
(
)
М
n
M X



                                         (4) 

где (Х.Э.) – массовая доля элемента; M(Х.Э.) – молярная масса атомов 
элемента; n(Х.Э.) – число моль атомов элементов в 1 моль вещества Х; 
M(Х) – молярная масса вещества. 

1.2. Основные стехиометрические законы 

9 

Пример 3. Рассчитайте массовую долю алюминия в оксиде 
Решение 
1. По формуле (4) рассчитаем массовую долю алюминия в оксиде: 

2
3

(Al)
27 г/моль 2
ω(Al)
 
 
0,529, или 52,9 %.
(Al O )
102 г/моль
М
n
M





 

Ответ: массовая доля алюминия в оксиде равна 0,529. 
 
 
1.2. Основные стехиометрические законы 
 
В основе всех количественных расчетов, называемых стехиометрическими, лежат основные законы химии, используемые для расчетов материальных балансов химико-металлургических процессов. На основе законов 
постоянства состава и кратных отношений отображается состав минералов соединений в виде химических формул (Cu2S, Ag, ZnS и др.). 
Закон постоянства состава (Ж. А. Пруст, 1801): независимо от способа получения химического соединения его состав (качественный и количественный) остается постоянным 
Этот закон справедлив только для соединений постоянного состава, 
характеризующихся молекулярной структурой (дальтониды), например, 
О2, СО2, N2. 
Для соединений, имеющих атомные, металлические и ионные решетки (бертоллиды), состав изменяется в зависимости от условий проведения реакции. Большинство бинарных соединений d-металлов в твердом 
состоянии (оксиды, сульфиды, нитриды, карбиды, гидриды, силициды) 
имеют переменный состав. Так, оксиды TiO0,7–1,3, FeO1+x, 0,05  х  0,2. 
Закон кратных отношений (Дж. Дальтон, 1803): если два элемента 
образуют друг с другом несколько различных соединений, то в этих соединениях массы рассматриваемых элементов относятся друг к другу как 
небольшие целые числа. 
Зная процентный состав оксидов азота и отношение массы кислорода 
к массе азота в каждом оксиде, можно рассчитать отношение их масс друг 
к другу: 
 
Оксид 
N2O 
NO 
N2O3 
NO2 
N2O5 
Процентный состав, % 
                                       N 
                                       O 

 
63,7 
 
46,7 
 
36,8 
 
30,4 
 
25,9 

36,7 
53,3 
63,2 
69,6 
74,1 
Отношение масс O/N 
0,58 
1,14 
1,72 
2,29 
2,86 
Массовое отношение O/N0,58 
1 
2 
3 
4 
5 

1. Химия 

10 

Закон сохранения энергии: при любых взаимодействиях, имеющих 
место в любой изолированной системе, энергия этой системы остается постоянной и возможны лишь переходы из одного вида энергии в другой. 
На основе этого закона в химической термодинамике изучаются тепловые эффекты химических реакций, проводятся  расчеты тепловых балансов химико–металлургических процессов. 
Закон сохранения массы (М. В. Ломоносов  в 1756 г., А. Л. Лавуазье  
в 1777 г.): масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, 
образовавшихся в результате реакции. 
Это означает, что вещества вступают в химические реакции в количествах моль пропорциональных стехиометрическим коэффициентам 
перед формулами веществ в уравнении реакции Для уравнения реакции          
в общем виде (исходные вещества – А и В, продукты реакции – С и D) 

аА + bB = cC + dD                                            (5) 

количества веществ А, В, С, Д (
D
C
B
A
n
n
n
n
,
,
,
) относятся как их коэффициенты 
d
c
b ,
,
α,
 в уравнении реакции перед формулами этих веществ: 

d
c
b
n
n
n
n
D
C
B
A
:
:
:
α
:
:
:

. 

Пример 4. Для очистки селена от теллура используется плавка с аммонийной селитрой при 210–230 °С, в процессе которой теллур окисляется  
по уравнению  

Te + 2NH4NO3   = TeO2    + 2N2 + 4H2O. 

Рассчитайте расход селитры для рафинирования 2 кг теллура. 
Решение 
1. Рассчитаем количество вещества теллура, равное 2 кг: 

n(Те)  
кмоль.
0,016
 
кг/кмоль
127,6

кг
2
 


 

2. Определим количество селитры. Из уравнения реакции следует: 

,
2
1 
)
NO
(NH
) 
(Te
 

3
4

n
n
   тогда n(NH4NO3) = 2n(Те) = 0,032 кмоль. 

3. Вычислим массу селитры, соответствующую 0,032 кмоль NH4NO3: 

m(NH4NO3) = n М(NH4NO3)  = 0,032 кмоль  80 кг/кмоль = 2,5 кг. 

Ответ: расход селитры составит 2,5 кг. 
Закон объемных отношений (Ж. Л. Гей–Люссака, 1805 г.): объемы 
вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях относятся между 
собой и к объемам образовавшихся газообразных продуктов реакции как 
небольшие целые числа. 

1.2. Основные стехиометрические законы 

11 

Например, для реакции получения хлороводорода  

Cl2(г)  + H2(г) = 2HCl(г) 

объемы исходных веществ и продуктов реакции относятся друг к другу как 
их стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции. Тогда  можно 
записать следующее выражение: 

.2
:
1
:
1
:
:
HCl
H
Cl
2
2

V
V
V
 

Закон А. Авогадро (1811 г.): в равных объемах любых газов, при          
одной и той же температуре и одинаковом давлении содержится равное 
число молекул. 
Из закона Авогадро следует что объемы газов прямо пропорциональны их количествам Для реакции получения хлороводорода HCl получим 

HCl

HCl

H

H

Cl

Cl

2

2

2

2
n
V
n

V

n

V


    или     
.
;

HCl

Cl

HCl

Cl

H

Cl

H

Cl
2
2

2

2

2

2
n

n

V

V

n

n

V

V


               (6) 

Следствие из закона: объем, занимаемый 1 моль (или 1 кмоль) газа 
при н.у. (0 oС, 1 атм), равен 22, 4 л (дм3) (или 22,4 м3). 
Пример 5. Рассчитайте объем угарного газа, образовавшегося из 1,89 кг 
углекислого газа согласно уравнению реакции 

СО2(г) + С(т) = 2СО(г) . 

Решение 
1. Вычислим количество вещества СО2, соответствующее 1,89 кг: 

кмоль.
043
,0
кг/моль
44

кг
1,89

2
СО


n
 

2. Рассчитаем объем газа, равный 0,043 кмоль СО2, по формуле (2): 




n
V
V
m
)
(CO 2
 22,4 м3/кмоль·0,043 кмоль =  0,96 м3. 

3. Вычислим объем угарного газа, используя закон объемных отношений (формула 10): 

.
1
2

2
2
СО

СО

СО

CО

 n
n
V
V

      
Тогда, V(СО) =2·V(СО2) = 2·0,96 м3 = 1,92 м3. 

Ответ: объем угарного газа составил 1,92 м3. 
Из закона постоянства состава следует, что элементы соединяются 
друг с другом в сторого определенных количественных соотношениях. 
Любая химическая реакция подчиняется важнейшему химическому закону – 

1. Химия 

12 

закону эквивалентов. Рассмотрим основные понятия, связанные с этим законом.  
Эквивалентом (Э) называют условную частицу вещества, которая 
может замещать, присоединять, быть эквивалентна (равноценна) одному 
иону водорода (Н+) в обменных кислотно-основных реакциях или одному 
электрону в окислительно–восстановительных реакциях.  
Число, показывающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода (Н+) в данной обменной реакции или 
одному электрону в данной окислительно–восстановительной реакции, называют фактором эквивалентности (fэквХ).  

экв
1
( )
f
X
z

 ,                                                     (7) 

где z – эквивалентное число, характеризующее, сколько эквивалентов вещества Х условно содержится в одной его формульной единице. Например, 
fэкв(H2SO4) = 1/2; fэкв(Al(OH)3) = 1/3; fэкв(Al2(SO4)3) = 1/(32) = 1/6. 
Масса 1 моль эквивалентов называется молярной массой эквивалента и обозначается Мэкв(Х), единица измерения  – г/моль. Связь между молярной массой эквивалента и молярной массой вещества Х выражается соотношением 

)
(
)
(
)
( 
экв
экв
Х
M
f
Х
M
Х 

                                         (8) 

Количество вещества эквивалентов 
)
(
экв Х
n
всегда в число эквивалентности zэкв(Х) раз больше (или равно) количеству вещества n(X): 

,)
(
)
(
)
(
)
(
)
(

экв
экв
X
n
X
z
Х
f
X
n
Х
n



моль.                                 (9) 

Пример 6. Рассчитайте молярную массу эквивалента карбоната натрия в реакции Na2CO3 + 2HCl = NaCl + H2О+ CO2. 
Решение 
1. Согласно уравнению ионно–обменной реакции 1 моль Na2CO3 эквивалентен 2 моль ионов водорода, следовательно 
.2
1
)
CO
(Na
3
2
экв

f
 

2. Молярную массу эквивалента Na2CO3 вычислим по формуле (8) 



)
CO
(Na
2
1
CO
Na
3
2
3
2
экв
M
M


 
г/моль.
53
2

г/моль
106


 

Ответ: молярная масса эквивалента Na2CO3 равна 53 г/моль. 
В расчетах удобно использовать понятие «эквивалентный объем газа» (Vэкв) – объем, который занимает 1 моль эквивалентов данного газообразного вещества: