Химия

Министерство науки и высшего образования 
Российской Федерации
Уральский федеральный университет
имени первого Президента России Б. Н. Ельцина

Л. Х. Аскарова, В. В. Вайтнер, 
О. А. Неволина, Е. В. Коняева

ХИМИЯ

Учебное пособие

Перевод на английский язык выполнен Е. В. Коняевой

Рекомендовано методическим советом
Уральского федерального университета
для студентов вуза, обучающихся
по направлениям подготовки:
15.03.01 — Машиностроение;
22.03.01 — Металлургия;
08.03.01 — Строительство

Екатеринбург
Издательство Уральского университета
2020

УДК 54(075.8)
ББК 24я73
          Х46
Авторы:
Л. Х. Аскарова, В. В. Вайтнер, О. А. Неволина, Е. В. Коняева

Рецензенты:
кафедра металлургии НЧОУ ВО «Технический университет УГМК» (завкаф. д‑р 
техн. наук А. Б. Лебедь);
канд. хим. наук, доц. Института высокотемпературной химии УрО РАН М. И. Пантюхина

Научный редактор — д‑р хим. наук., доц. М. Г. Иванов

На обложке использовано изображение с сайта https://goo‑gl.ru/6zhA

Х46

    Химия : учебное пособие / Л. Х. Аскарова, В. В. Вайтнер, О. А. Неволина, Е. В. Коняева ; пер. на англ. яз. Е. В. Коняевой ; Мин‑во науки и высш. образования РФ. — 
Екатеринбург : Изд‑во Урал. ун‑та, 2020. — 160 с.

ISBN 978‑5‑7996‑3091‑1

Пособие содержит теоретический материал, примеры решения и тестовые задания по основным разделам курса химии. В таблицах приложения приведены необходимые справочные материалы.
Предназначено для бакалавров.

Библиогр.: 6 назв. Табл. 1. Рис. 4. Прил. 1.
УДК 54(075.8)
ББК 24я73

Учебное издание

Аскарова Люция Хакимовна, Вайтнер Виталий Владимирович, 
Неволина Ольга Алексеевна, Коняева Елена Вячеславовна

ХИМИЯ

CHEMISTRY

Редактор И. В. Меркурьева
Верстка О. П. Игнатьевой

Подписано в печать 08.09.2020. Формат 70×100/16. Бумага офсетная. Цифровая печать. Усл. печ. л. 12,9.
Уч.‑изд. л. 8,1. Тираж 100 экз. Заказ 200.

Издательство Уральского университета
Редакционно‑издательский отдел ИПЦ УрФУ
620049, Екатеринбург, ул. С. Ковалевской, 5. Тел.: +7 (343) 375‑48‑25, 375‑46‑85, 374‑19‑41
E‑mail: rio@urfu.ru

Отпечатано в Издательско‑полиграфическом центре УрФУ
620083, Екатеринбург, ул. Тургенева, 4. Тел.: +7 (343) 358‑93‑06, 350‑58‑20, 350‑90‑13
Факс: +7 (343) 358‑93‑06. http://print.urfu.ru

ISBN 978‑5‑7996‑3091‑1 
© Уральский федеральный

 
     университет, 2020

Оглавление

Предисловие .......................................................................................... 5

1. Классификация и реакционная способность неорганических 
      веществ ............................................................................................. 6

1.1. Простые и сложные вещества ................................................... 6
1.2. Оксиды....................................................................................... 6
1.3. Гидроксиды ............................................................................... 7
1.4. Соли ........................................................................................... 8
1.5. Химические свойства оксидов .................................................. 9
1.6. Химические свойства оснований ........................................... 10
1.7. Химические свойства кислот .................................................. 11
1.8. Химические свойства амфотерных гидроксидов ................... 11
1.9. Химические свойства средних солей ...................................... 12
1.10. Способы получения и химические свойства кислых солей .. 12
1.11. Способы получения и химические свойства основных 
          солей ...................................................................................... 13
Примеры решения заданий ........................................................... 13
Тесты для самоконтроля к главе 1 ................................................. 16

2. Растворы ......................................................................................... 18

2.1. Основные определения ........................................................... 18
2.2. Способы выражения концентрации растворов ..................... 18
Примеры решения заданий ........................................................... 20
Тесты для самоконтроля к главе 2 ................................................. 21

3. Растворы электролитов ................................................................... 22

3.1. Основные определения ........................................................... 22
3.2. Диссоциация сильных и слабых электролитов ...................... 24
3.3. Константа диссоциации ......................................................... 25
3.4. Реакции обмена в растворах электролитов. Ионные 
        уравнения ................................................................................ 26
Примеры решения заданий ........................................................... 27
3.5. Электролитическая диссоциация воды .................................. 32

Оглавление

3.6. Гидролиз солей ........................................................................ 33
Примеры решения заданий ........................................................... 35
Тесты для самоконтроля к главе 3 ................................................. 38

4. Окислительно-восстановительные реакции.................................... 40

4.1. Степень окисления. Окислители и восстановители .............. 40
4.2. Составление уравнений окислительно‑восстановительных 
        реакций .................................................................................... 41
4.3. Электродные потенциалы. Условие протекания ОВР ........... 46
Примеры решения заданий ........................................................... 47
Тесты для самоконтроля к главе 4 ................................................. 51

5. Общие свойства металлов ............................................................... 53

5.1. Основные закономерности ..................................................... 53
5.2. Взаимодействие металлов с растворами кислот .................... 53
5.3. Взаимодействие металлов с водой .......................................... 56
5.4. Взаимодействие металлов с водными растворами щелочей ... 57
Примеры решения заданий ........................................................... 58
5.5. Коррозия металлов .................................................................. 60
5.6. Методы защиты металлов от коррозии .................................. 63
Тесты для самоконтроля к главе 5 ................................................. 64

6. Электролиз водных растворов ........................................................ 66

6.1. Основные определения ........................................................... 66
6.2. Электродные процессы ........................................................... 66
6.3. Закон Фарадея ......................................................................... 70
Тесты для самоконтроля к главе 6 ................................................. 70

Ключ к тестам ...................................................................................... 72

Приложение (справочное) ................................................................... 73

Рекомендуемый библиографический список ........................................ 80

Предисловие

Н

астоящая книга — первое пособие, разработанное кафедрой 
«Общей химии» УрФУ для иностранных студентов инженерно‑технических направлений, изучающих дисциплину 
«Химия». Пособие состоит из двух частей: на русском языке и на английском языке. Такой способ подачи материала будет удобен для использования как преподавателями, так и иностранными студентами.
Целью пособия является подготовка студентов к выполнению контрольных мероприятий — домашних и контрольных заданий, а также 
к сдаче экзамена в форме независимого тестового контроля. Каждый 
раздел включает теоретическую часть, после изучения которой студентам предлагается ознакомиться с подробным разбором типовых примеров и задач. Теоретическая часть и разобранные примеры также помогут студентам при подготовке к текущим лабораторным занятиям 
и составлении отчетов к лабораторным работам. В конце глав приведены задания для самоконтроля в тестовой форме, составленные по аналогии с заданиями независимого тестового контроля. Ключ к тестам 
приведен в конце пособия.
При изучении теоретического материала и решении задач рекомендуется использовать справочные данные, приведенные в приложении.

1. Классификация и реакционная способность 
неорганических веществ

1.1. Простые и сложные вещества

П

ростыми называют вещества, состоящие из атомов одного 
элемента. Все простые вещества можно разделить на металлы 
и неметаллы, так как их свойства существенно различаются.
Металлы обладают металлическим блеском, хорошей теплои электропроводностью, ковкостью и пластичностью.
Неметаллы характеризуются низкой теплои электропроводностью, 
твердые неметаллы хрупки.
Большая часть элементов образует простые вещества — металлы. 
Неметаллы образуют следующие элементы: H, B, C, Si, N, P, As, O, S, 
Se, Te, F, Cl, Br, I, At, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Некоторые элементы обладают свойствами и металлов и неметаллов.
Сложные вещества образованы атомами разных элементов. По составу и свойствам можно выделить оксиды, гидроксиды, соли.

1.2. Оксиды

Оксиды — сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых — кислород (рис. 1). Степень окисления кислорода в оксидах –2.

Оксиды (ЭnOm)
Солеобразующие
Несолеобразующие
Кислотные
Амфотерные
Основные
СО, NO, N2O

Рис. 1. Классификация оксидов

1.3. Гидроксиды

Основные оксиды — это оксиды металлов в низкой степени окисления (как правило, +1,+2): Na2O, К2O, MgO, FeO и др.
Кислотные оксиды:
· оксиды неметаллов — СО2, SO3, Cl2O7 и др. (за исключением несолеобразующих);
· почти все оксиды металлов в высокой положительной степени 
окисления (+6,+7) — CrO3, Mn2O7 и др.
Амфотерные оксиды — это оксиды металлов в степенях окисления:
· +2 — ZnO, BeO, SnO, PbО и др.;
· +3 — Al2O3, Cr2O3 и др.;
· +4 — SnO2, PbО2 и др.
Эти оксиды могут проявлять как основные, так и кислотные свойства.

1.3. Гидроксиды

Гидроксиды — это соединения, содержащие в своем составе один 
или несколько гидроксид‑ионов (OH–) (рис. 2).

Гидроксиды

Основные
(основания)
Амфотерные
Кислотные
(кислородсодержащие 
кислоты)

Рис. 2. Классификация гидроксидов

Основания — это соединения, состоящие из катионов металла (или 
аммония NH4
+) и гидроксид‑ионов (OH-). Гидроксиды щелочных 
и щелочно‑земельных металлов называют щелочами.
Кислоты — это соединения, состоящие из катионов водорода и кислотных остатков.
Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным оксидам, например: Zn(OH)2, Be(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, 
Sn(OH)4 и др. Они проявляют свойства и оснований, и кислот. Формулы амфотерных гидроксидов можно представить как в виде основания, так и в виде кислоты.

1. Классификация и реакционная способность неорганических веществ

Соответствие формул кислот формулам оснований

Основание 
Кислота
Метаформа кислоты
Be(OH)2
H2BeO2
–
Zn(OH)2
H2ZnO2
–
Al(OH)3
H3AlO3
HAlO2
Cr(OH)3
H3CrO3
HCrO2
Sn(OH)2
H2SnO2
–
Sn(OH)4
H4SnO4
H2SnO3
Pb(OH)2
H2PbO2
–

Приведенные здесь формулы кислот условны. Анионы таких «кислот» образуются в расплавах. В растворах существуют комплексные 
анионы [Zn(OH)4] 2-, [Al(OH)4]- и др.
Метаформы «кислот» образуют гидроксиды, содержащие три и более гидроксогруппы. Их получают из ортоформы вычитанием молекулы воды: H3AlO3 – H2O ® HAlO2.

1.4. Соли

Соли — это сложные вещества, состоящие из ионов металла (или 
аммония) и кислотного остатка (рис. 3).

Соли
Кислые 
Средние
Основные

Рис. 3. Типы солей

Средние соли — это продукты полного замещения катионов водорода 
в кислотах ионами металла (или аммония). В формулах средних солей 
после иона металла или аммония записывают ион кислотного остатка 
Men+(NH4
+), Am–. Например: Na3PO4, Al(NO3)3, Fe2(SO4)3, NH4NO3 и т. д.
Кислые соли — это продукты неполного замещения катионов водорода в кислотах ионами металла (или аммония). Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами. В формулах кислых солей после иона металла или аммония записывают ион 
водорода и ион кислотного остатка: Men+(NH4
+), H+, Am–. Например: 
NaHCO3, NH4HS, Ca(H2PO4)2 и т. д. Практически все кислые соли хорошо растворимы в воде.

1.5. Химические свойства оксидов

Основные соли — это продукты неполного замещения гидроксид‑ионов (OH–) основания кислотным остатком. Основные соли могут быть 
образованы только основаниями, содержащими два и более гидроксид‑иона. В формулах основных солей после иона металла записывают 
гидроксид‑ион и ион кислотного остатка: Men+, OH–, Am–. Например: 
MgOHCl, AlOHSO4 и т. д. Эти соли, как правило, труднорастворимы.

1.5. Химические свойства оксидов

Выделим следующие свойства оксидов.
· Кислотные оксиды взаимодействуют с водой, образуя кислоты 
(SiO2 и небольшое число других оксидов с водой не взаимодействуют):

 
SO + H O = H SO
3
2
2
4

 
Mn O + H O = 2HMnO
2
7
2
4

 
SiO + H O
2
2
№

Оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочно‑земельных (Ca, 
Sr, Ba) металлов реагируют с водой, образуя растворимые основания 
(щелочи):
 
BaO + H O = Ba(OH)
2
2

Оксиды других металлов (включая амфотерные) с водой не взаимодействуют.
· Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами и основаниями:

 
N O + MgO = Mg NO
2
5
3
2
(
)

 
SO + Ca OH = CaSO +H O
(
)
3
2
4
2

· Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами 
и кислотами:

 
CaO + CO = CaCO
2
3

 
СuO + 2 HCl = CuCl + Н О
2
2

1. Классификация и реакционная способность неорганических веществ

· Амфотерные оксиды способны проявлять как основные, так 
и кислотные свойства. Взаимодействуя с кислотными оксидами 
и кислотами, они проявляют основные свойства:

 
ZnO
SO
ZnSO
основный

оксид

кислотный

оксид
+
=
3
4

 
ZnO
H SO
ZnSO + H O
основный

оксид

кислота
2
+
=
2
4
4

Взаимодействуя с основными оксидами и гидроксидами щелочных 
и щелочно‑земельных металлов, они проявляют кислотные свойства:

 
ZnO
K O
K ZnO
кислотный

оксид

2
основный

оксид

2
2
+
=

 
ZnO
2 NaOH
Na ZnO
 H O
кислотный

оксид

основание

2
2
+
=
+
2

1.6. Химические свойства оснований

· Основания взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами:

 
Сa OH + CO = CaCO + H O
(
)2
2
3
2

 
Fe OH + 2 HCl = FeCl + 2 H O
(
)2
2
2
· Щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

 
2 NaOH + Cr O = 2 NaCrO + H O
2
3
2
2
 
KOH + Cr(OH)
 KCrO + 2 H O
2
2
3 =

· Щелочи взаимодействуют с растворимыми солями. Эта реакция 
происходит только в тех случаях, когда в результате образуется 
более слабое основание (подгл. 3.1), осадок, газ:

 
2
2
2
2
 NaOH
CuCl
Cu(OH)
 NaCl
слабое снование
+
=
+

 
Вa OH + K CO = BaCO
+ 2 KOH
 
2
2
3
3
(
)
Ї
 
2 NaOH + NH
SO =2 NH
+ 2 H O + Na SO
 
4
2
4
3
2
2
4
(
)


1.7. Химические свойства кислот

1.7. Химические свойства кислот

Химическими свойствами кислот является взаимодействие:
· с основными оксидами и основаниями —

 
2 HNO + MgO = Mg NO
+ H O
(
)
3
3 2
2
 
H SO + 2 LiOH = Li SO + 2 H O
2
3
2
3
2

· с солями. Реакция происходит только в тех случаях, когда в результате образуется более слабая кислота (подгл. 3.1), осадок, газ —

 
3 H SO
+ 2 Na PO = 2 H PO
2
4

сильная кослота
3
4
3
4
слабая кисло
та

2
4
+ 3 Na SO
 
H SO +BaCl = BaSO
+2 HCl
2
4
2
4
Ї

 
H SO + FeS = FeSO + H S
2
4
4
2 

1.8. Химические свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды, как и соответствующие им амфотерные 
оксиды, проявляют и основные, и кислотные свойства.
· Реагируют с кислотными оксидами и кислотами, проявляя основные свойства:

 
2 Al OH
+ P O = 2 AlPO + 3 H O
3
2
5
4
2
(
)  
Al OH +
HCl =AlCl + 3 H O
3
2
(
)3
3
· Взаимодействуют с основными оксидами и гидроксидами щелочных и щелочно‑земельных металлов, проявляя кислотные свойства:

 
2 Al OH
+ Na O 
=
 2 NaAlO + 3 H O
3
2

расплав

2
2
(
)  
Al OH
+ NaOH 
=  NaAlO + 2 H O
3

расплав

2
2
(
)  
Al(ОН) + NaOH =  Na Al(ОН)
[
]
3

раствор

4

1. Классификация и реакционная способность неорганических веществ

1.9. Химические свойства средних солей

Соли вступают в реакции с кислотами, щелочами и другими солями. Эти реакции происходят в тех случаях, когда образуется более слабая кислота или основание (подгл. 3.1), осадок, газ:

 
Na СO + 2 HNO
= H СO
+ 2 NaN
 
2
3
3

сильная кислота

2
3

слабая кислота
O3

 
CuSO + 
2 KOH
= Cu
+ K
 
(ОН)
4

сильное основание

2

слабое основание

2
4
SO

 
CaCl +2 AgNO = Ca NO
+ 2 AgCl
2
3
3
2
(
)
Ї

 
NH Cl + NaOH  = NH
+ H O + NaCl
4
3
2


1.10. Способы получения и химические свойства кислых солей

Кислые соли получают при взаимодействии кислоты или кислотного оксида с недостатком основания:

 
H SO +NaOH = NaHSO + H O
2
3
3
2
 
SO
NaOH = NaHSO3
2 +
 
SO +H O = H SO
2
2
2
3
(
)

Кислые соли получают из средних солей, добавляя кислоту
· одноименную

 
Na SO + H SO = 2 NaHSO
2
3
2
3
3

· другую

 
Na SO + HCl = NaHSO + NaCl
2
3
3

Кислые соли взаимодействуют как с сильными кислотами, так 
и с сильными основаниями:
 
NaHSO + HCl  = NaCl  + H SO
3
2
3
 
NaHSO + NaOH = Na SO + H O
3
2
3
2

 
2 NaHSO + 2 KOH = Na SO + K SO + 2 H O
3
2
3
2
3
2