Химия для инженеров в примерах, тестах, задачах

 
 
 
 
 
 
 
Ф. З. Бадаев 
 
 
 
 
ХИМИЯ ДЛЯ ИНЖЕНЕРОВ  
В ПРИМЕРАХ, ТЕСТАХ, ЗАДАЧАХ 
 
 
Учебное пособие 







 
 
 
 
 
 


 
 
 
 
 
 
 
Москва    Вологда 
«Инфра-Инженерия» 
2024 

 
УДК 54 
ББК 24.1 
Б15 
 
 
 
Рецензенты: 
доктор химических наук, профессор Чилингаров Н. С. 
(химический факультет МГУ им. М. В. Ломоносова); 
 
доктор химических наук, профессор Бажанов В. И. 
(Московский государственный индустриальный университет) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Бадаев, Ф. З. 
Б15  
Химия для инженеров в примерах, тестах, задачах : учебное пособие / 
Ф. З. Бадаев. – Москва ; Вологда : Инфра-Инженерия, 2024. – 192 с. : ил., 
табл. 
ISBN 978-5-9729-1715-0 
 
Включены краткие теоретические сведения, примеры решения задач, 
примерные тесты, задачи для самостоятельного решения, приложения – 
набор таблиц, содержащих справочные данные.  
Для студентов, обучающихся по техническим направлениям и специальностям.  
 
УДК 54 
ББК 24.1 
 
 
 
 
 
 
ISBN 978-5-9729-1715-0 
” Бадаев Ф. З., 2024 
 
” Издательство «Инфра-Инженерия», 2024 
 
” Оформление. Издательство «Инфра-Инженерия», 2024 
 
 

СОДЕРЖАНИЕ  
 
Введение ....................................................................................................................... 4 
Глава 1. Основные понятия и законы химии 
............................................................ 5 
Глава 2. Строение атомов ......................................................................................... 32 
Глава 3. Химическая связь ....................................................................................... 51 
Глава 4. Элементы химической термодинамики ................................................... 64 
Глава 5. Химическое равновесие ............................................................................. 80  
Глава 6. Кинетика химических реакций ................................................................. 89 
Глава 7. Свойства растворов неэлектролитов ...................................................... 102 
Глава 8. Свойства растворов электролитов .......................................................... 114 
Глава 9. Электродные процессы ............................................................................ 132 
Глава 10. Электролиз .............................................................................................. 146 
Глава 11. Электрохимическая коррозия 
................................................................ 161  
Глава 12. Химические свойства металлов ............................................................ 171 
Заключение 
............................................................................................................... 180 
Литература ............................................................................................................... 181 
Ответы к тестам ....................................................................................................... 182 
Приложения ............................................................................................................. 183 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3

ВВЕДЕНИЕ 
 
Данное учебное пособие подготовлено согласно примерной программе  
по химии для бакалавров нехимических направлений и специальностей в соответствии с федеральными государственными образовательными стандартами 
(ФГОС) третьего поколения. Материал пособия охватывает основные разделы 
курса химии в техническом университете: основные законы химии, строение 
атомов, химическая связь, химическая термодинамика, химическая кинетика, 
растворы, электрохимические процессы, химические свойства металлов.  
По возможности при изложении учебного материала и в формулировках примеров обращалось внимание на прикладные аспекты рассматриваемых вопросов. 
Пособие включает краткое изложение теоретического материала, примеры 
решения задач, примерные тесты, задачи для самостоятельного решения.  
В приложении к пособию даны необходимые справочные данные. Такое сочетание теоретического и практического материалов позволяет самостоятельно 
изучать определенные разделы курса химии, контролировать степень усвоения 
учебного материала, развивать навыки и умения в решении задач. 
 
 
 
4

ГЛАВА 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ   
 
1.1. Основные классы неорганических соединений 
 
Индивидуальные химические вещества принято делить на две группы: немногочисленную группу простых веществ (их с учетом аллотропных модификаций насчитывается около 400) и очень многочисленную группу сложных веществ. В состав простых веществ входят атомы только одного элемента. 
Сложные вещества содержат атомы нескольких элементов.  
Сложные вещества обычно подразделяют на четыре основных класса: оксиды, кислоты, основания (гидроксиды), соли (рис. 1.1). 
 
 
 
 
Рис. 1.1. Общая классификация неорганических веществ 
 
Оксиды. Оксиды – это соединения, состоящие из атомов двух элементов, 
одним из которых является кислород в степени окисления (–2). Общая формула 
оксидов ЭxOy. Классификация оксидов приведена на рис. 1.2. 
 
 
 
Рис. 1.2. Классификация оксидов по химическим свойствам 
 
 
5

Солеобразующими оксидами называются оксиды, которые образуют соли. 
Оксиды этого типа делятся на три класса: основные, амфотерные и кислотные. 
Основными оксидами называются оксиды, элемент которых при образовании соли или основания становится катионом (или которые при взаимодействии с водой дают основания). К основным оксидам относятся: 
– оксиды всех металлов первой группы (щелочных металлов Li – Fr); 
– оксиды металлов второй группы, начиная с магния (Mg – Ra); 
– оксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например, 
NiO, CoO, MnO, FeO. 
Кислотными оксидами называются оксиды, элемент которых при образовании соли или кислоты входит в состав аниона. Большинство оксидов неметаллов являются кислотными оксидами (CO2, SO3, P2O5, Cl2O7 и др.). Оксиды 
переходных металлов в высших степенях окисления проявляют преимущественно также свойства кислотных оксидов, например: Mn2O7, CrO3, V2O5. 
Амфотерными оксидами называются оксиды, которые в зависимости от 
условий реакции могут проявлять как свойства кислотных, так и свойства основных оксидов (ZnO, Al2O3, PbO, SnO, BeO). 
Несолеобразующими называются оксиды, которым не соответствуют ни 
кислоты, ни основания (CO, N2O). 
Солеобразными оксидами называются двойные оксиды, в состав которых 
входят атомы одного металла в разных степенях окисления. Например, Fe3O4, 
Pb3O4, Mn3O4. Формулы этих оксидов могут быть записаны в виде двойных оксидов FeO ˜ Fe2O3, 2PbO ˜ PbO2, MnO ˜ Mn2O3. 
Химические соединения, состоящие из двух элементов и не вошедшие в 
число оксидов, относят к бинарным соединениям. 
Кислоты. Кислоты – это сложные вещества, которые в водных растворах 
при диссоциации в качестве катионов дают только катионы водорода H+ и анионы кислотного остатка.  
Общая формула кислот – НmA, где A – кислотный остаток. Классификация 
кислот по содержанию кислорода в кислотном остатке приведена на рис. 1.3. 
Примеры кислородсодержащих кислот: HNO3, H2SO4, H2SO3, HClO4, H3PO4; 
примеры бескислородных кислот: HCl, HF, H2S, H2Se, HCN. 
 
 
 
Рис. 1.3. Классификация кислот по содержанию кислорода  
в кислотном остатке 
 
По основности кислоты делятся на одноосновные, двухосновные, трехосновные и т. д. 
 
6

Основность кислот – число ионов водорода, которые отщепляются от молекулы кислоты при ее диссоциации или обмениваются на катионы металла 
при взаимодействии кислоты с основанием или металлом. 
Основания. Основания (гидроксиды) – это сложные вещества, в состав которых входят атомы металла и гидроксогруппы OH. 
Исключением является основание NH4OH (гидроксид аммония), которое 
не содержит атомов металла. 
Основания при диссоциации в водных растворах в качестве анионов дают 
только анионы гидроксида OH и катионы. Общая формула оснований – 
М(ОН)m. 
Основания могут быть классифицированы по растворимости в воде. Гидроксиды щелочных металлов, металлов второй главной подгруппы, начиная с 
кальция, гидроксид таллия (I) TlOH и гидроксид аммония NH4OH растворимы 
в воде. Гидроксиды других металлов в воде практически нерастворимы. 
По химическим свойствам гидроксиды металлов можно разделить на обладающие основным характером и обладающие амфотерным характером.  
К обладающим основным характером относятся гидроксиды, реагирующие  
с кислотами и не реагирующие со щелочами, к обладающим амфотерным характером – гидроксиды, реагирующие как с кислотами, так и со щелочами. 
Основным характером обладают гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2),  
а также гидроксиды магния Mg(OH)2 и таллия (I) TlOH и гидроксиды переходных металлов в низших степенях окисления (Cr(OH)2, Fe(OH)2, Ni(OH)2). 
Амфотерным характером обладают гидроксиды: Be(OH)2, Zn(OH)2, 
Sn(OH)2, Pb(OH)2, Al(OH)3, гидроксиды переходных металлов в промежуточных степенях окисления (например, Cr(OH)3, Fe(OH)3 и др.). 
Кислотность основания определяется числом гидроксидных групп OH, 
способных замещаться на кислотный остаток. Например, KOH  однокислотное 
основание, Mg(OH)2  двухкислотное основание, Al(OH)3  трехкислотное основание. 
Соли. Соли – это сложные вещества, в состав которых входят катионы металлов и кислотные остатки. 
Соли – электролиты, при диссоциации которых в водных растворах образуются анионы кислотных остатков и катионы. 
Общая формула солей – MxAy, где Mу+ – катион, Aхí – анион кислотного 
остатка.  
Соли подразделяют на средние, кислые и основные. Средняя соль – продукт полной нейтрализации кислоты основанием (при этом все катионы водорода в молекулах кислот замещаются на катионы металла).  
Кислая соль – продукт неполной нейтрализации кислоты основанием (при этом 
замещаются не все катионы водорода в молекулах кислот на катионы металла).  
Основная соль – продукт неполной нейтрализации основания кислотой 
(при этом в основании не все гидроксидные группы замещены на кислотный 
остаток).  
 
7

1.2. Окислительно-восстановительные реакции 
 
Все многообразие типов химических реакций можно свести к двум классам, если учитывать изменение степеней окисления элементов, которые входят 
в состав реагирующих веществ. Если в результате реакции степени окисления 
элементов не изменяются, такие реакции называются обменными. В противном 
случае, это – окислительно-восстановительные реакции.  
Реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называются окислительно-восстановительными реакциями (ОВР). 
Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями.  
Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются 
окислителями.  
В процессе ОВР восстановитель окисляется, а окислитель восстанавливается. 
Степень окисления. Для удобства описания окислительно-восстановительных реакций используют понятие степени окисления, характеризующее состояние элемента в химическом соединении и его поведение в реакциях.  
Степень окисления – это величина, численно равная формальному заряду 
атома, определенная из предположения, что соединение состоит только из 
ионов. 
Используя понятие степени окисления, можно дать более общее определение ОВР. 
Окислительно-восстановительными называют химические реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления элементов участвующих в 
реакции веществ. 
При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении – увеличивается.  
Степени окисления элементов в соединении обозначают арабской цифрой, 
расположенной над символом элемента, указывая вначале знак степени окисле+1
+7
–2
ния, а затем ее численное значение, например, 
4
K Mn O .  
Для вычисления степени окисления элемента в соединении используют 
следующие правила. 
0
0
1. Степень окисления элемента в простом веществе равна нулю (
2
Mn,O ). 
2. Фтор во всех соединениях имеет степень окисления (–1). 
3. Водород в соединениях проявляет степень окисления (+1), кроме гидридов металлов, в которых он проявляет степень окисления (–1) (NaH, CaH2).   
4. Металлы 1-ой группы (IA) (Li, Na, K, Rb, Cs) во всех соединениях имеют 
степень окисления (+1). 
5. Металлы 2-ой группы (IIA) (Be, Mg, Ca, Sr, Ba), а также цинк и кадмий 
во всех соединениях имеют степень окисления (+2). 
6. Степень окисления алюминия во всех соединениях (+3). 
 
8

7. Степень окисления кислорода в соединениях обычно равна (–2), за исключением пероксидов, надпероксидов, озонидов, фторидов кислорода. 
+1 –1
2
H O , 
Например: 
+2 –1
O F. 
8. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле  
с учетом коэффициентов равна нулю. 
9. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в сложном ионе, 
а также степень окисления элемента в простом одноатомном ионе равна заряду 
иона. 
10. Отрицательную степень окисления проявляют в соединении атомы 
элемента, имеющего наибольшую электроотрицательность. 
Составление уравнений ОВР. Составление уравнений ОВР основано на 
принципах равенства числа одних и тех же атомов до и после реакции, а также 
равенства числа электронов, отдаваемых восстановителем, и числа электронов, 
принимаемых окислителем. Реакцию представляют в виде системы двух полуреакций – окисления и восстановления, сложение которых с учетом указанных 
принципов приводит к составлению общего (суммарного) уравнения процесса. 
Существует несколько способов составления уравнений окислительновосстановительных реакций. В настоящем учебном пособии мы рассмотрим 
метод электронного баланса. 
Метод электронного баланса основан на учете изменения степеней окисления и является универсальным.  
Последовательность действий по этому методу следующая. 
1. Записывают схему реакции в молекулярном виде. 
2. Определяют степени окисления атомов, меняющих ее в процессе реакции. 
3. Составляют электронные уравнения процессов окисления и восстановления. 
4. Умножают полученные электронные уравнения на наименьшие множители для установления баланса числа отдаваемых и принимаемых электронов.  
5. Множители электронного баланса являются основными стехиометрическими коэффициентами уравнения окислительно-восстановительной реакции, 
их переносят в молекулярную схему реакции.  
6. Подбирают стехиометрические коэффициенты для остальных участников реакции.  
При составлении уравнений следует учитывать, что окислитель или восстановитель могут расходоваться не только в основной окислительновосстановительной реакции, но и при связывании образующихся продуктов реакции, т. е. выступать в роли солеобразователя.  
Классификация окислительно-восстановительных реакций. Различают 
четыре типа окислительно-восстановительных реакций. 
1. Если атомы-окислители и атомы-восстановители входят в состав разных 
веществ, такие ОВР относят к межмолекулярным. Примерами таких процессов 
служат все рассмотренные ранее реакции. 
 
9

2. Если атомы-окислители и атомы-восстановители входят в состав молекул одного и того же исходного вещества и являются атомами различных элементов или одного элемента, но с различной степенью окисления, то ОВР 
называются внутримолекулярными. 
Например, при термическом разложении сложных соединений происходят 
следующие окислительно-восстановительные реакции: 
-3
6
0
3
T


 
n 

 
2
2
2
4 2
7
3
2
(
;
NH ) Cr O
N
Cr
4H O
O
7
2
6
4
0
T




 


n  
4
4
2
2
2KMnO
KMnO
MnO
O
;
–3
5
1
2
4
3
2
N
.
2
H
N
O
NO
O
H
T


 

 
3. Если атомами-окислителями и атомами-восстановителями являются 
атомы одного и того же элемента, имеющего одинаковую степень окисления,  
и эти атомы входят в состав молекул одного и того же исходного вещества, то 
такие ОВР называются реакциями диспропорционирования (дисмутации или, 
по старой терминологии, самоокисления-самовосстановления). 
Такие реакции происходят, если соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, попадают в условия, где они оказываются неустойчивыми (например, при повышенной температуре). Тогда степень окисления этого элемента и повышается, и понижается: 
1
0
–1

 


 
2
2
2KOH
H O;
Cl
K Cl
K ClO +
4
6
–2
T


 

 
2
3
2
4
2
4K S O
3K S O
K S;
–1
0
–2
2
2
2
2
2H O
O
2H O.
T
 
n 
 
4. Если атомы-окислители и атомы-восстановители входят в состав различных исходных веществ, но являются атомами одного элемента с различной 
степенью окисления, а в результате реакции образуются молекулы одного и того же продукта, то такие ОВР называются реакциями контрпропорционирования (конмутации). 
Продуктом окисления и продуктом восстановления в таких реакциях является вещество с промежуточной степенью окисления атомов данного элемента: 
4
–2
0




 
2
3
2
2
N
;
a SO
2Na S
6H
S
6Na
C
Cl+
l = 3
3H O
5
–1
0


 

 
3
2
2
3H O.
HBrO
HBr
Br
конц
конц




Эти реакции можно рассматривать как реакции противоположные реакциям диспропорционирования. 
По окислительно-восстановительным свойствам все вещества можно разделить на три группы. 
1. Вещества, которые могут быть только окислителями. В молекулах таких 
веществ атомы элементов, изменяющие степень окисления, находятся в высшей 
 
10