- •Загальна
- •Одеса онахт 2010
- •Глава 1. Основні поняття та закони хімії
- •1.1. Основні поняття хімії
- •1.2. Фундаментальні та стехіометричні закони хімії
- •1.2.1. Закон збереження маси речовини
- •1.2.2. Закон сталості складу речовин
- •1.2.3. Закон кратних відношень
- •1.2.4. Закон еквівалентів.
- •1.3. Закони газового стану
- •1.3.1. Закон об’ємних відношень гей-люсака
- •1.3.2. Закон авогадро
- •1.3.3. Закон бойля – маріотта
- •Контрольні завдання
- •Б) Із закону Авогадро випливає, що об’єм 0,025 моль h2s за нормальних умов
- •В) Відомо, що 1 моль будь-якої речовини містить 6,02 · 1023 молекул. Молярний об’єм газу за нормальних умов складає 22,4 л. Тому справедливо
- •Приклад 3. Який об’єм за нормальних умов займуть 4 10-4 м3 газу, що знаходиться при 50оС й тиску 9,54 104 Па?
- •Приклад 4. При згорянні 5 г металу утворилося 9,44 г оксиду металу. Визначити еквівалентну масу металу.
- •Приклад 5. Деяка кількість металу, еквівалентна маса якого дорівнює 28 г/моль, витісняє з кислоти 1,4 л водню, виміряного за нормальних умов. Визначити масу металу.
- •Розв’язання. Відповідно до закону еквівалентів (1.1), маси взаємодіючих речовин пропорційні їхнім еквівалентним масам:
- •Зі співвідношення (1.8) знаходимо еквівалентну масу h3ро4:
- •Приклад 8. Обчислити точну атомну масу металу, якщо питома теплоємність металу дорівнює 0,23 кДж/(кг к), а хлорид цього металу містить 61,2% металу.
- •Приклад 10. Визначити формулу речовини, якщо відомо, що її густина за воднем дорівнює 29, а масові частки елементів наступні: с – 82,76%, н – 17,24%.
- •Глава 2. Класи неорганічних сполук
- •2.1. Оксиди.
- •2.1.1. Способи одержання оксидів
- •2.1.2. Класифікація та хімічні властивості оксидів
- •2.2. Гідроксиди металів
- •2.2.1. Способи одержання гідроксидів
- •2.2.2. Хімічні властивості гідроксидів металів
- •2.3. Кислоти
- •2.3.1. Способи одержання кислот
- •2.3.2. Хімічні властивості кислот
- •2.4.1.Основні способи одержання солей
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач
- •3.2. Корпускулярно-хвильова природа електрона
- •3.3. Принцип невизначеності
- •3.4. Періодичний закон
- •3.5. Періодична система елементів
- •3.6. Електронні хмари
- •3.7. Квантові числа
- •3.8. Принцип паулі
- •3.9. Послідовність заповнення електронами енерґетичних рівнів у багатоелектронних атомах
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач
- •Приклад 8. Які найвищий та найнижчий ступені окислення у фосфору, сульфуру та хлору? Скласти формули сполук даних елементів, що відповідають цим ступеням окислення.
- •Приклад 12. Як залежать кислотно-основні властивості оксидів і гідроксидів від ступеня окиснення атомів елементів, що їх утворюють?
- •Приклад 13. Відомо, що кремній є неметалом з напівпровідниковими властивостями. Які властивості будуть виявляти алюміній і фосфор?
- •Приклад 15. Як змінюються властивості вищих оксидів елементів третього періоду?
- •4.1.1. Характерні властивості ковалентного зв’язку
- •4.1.1.1. Насиченість ковалентного зв’язку
- •Мал. 4.3. Різновиди σ-зв’язків.
- •Мал. 4.3. Різновиди π-зв’язків.
- •4.1.1.3. Полярність і поляризованість ковалентного зв’язку.
- •4.3. Водневий зв’язок
- •4.5. Міжчастинкові взаємодії
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач Приклад 1. Довжина диполя молекули дорівнює 2,2 10-11 м. Обчисліть дипольний момент молекули.
- •Приклад 2. Обчислити довжину зв’язку в молекулі hBr, якщо між’я-дерні відстані у молекулах h2 та Br2 відповідно дорівнюють 7,4 · 10-11 м та 2,28 10-10 м.
- •Приклад 3. Яка гібридизація електронних хмар має місце в атомі карбону при утворенні молекули cf4? Якою є просторова конфігурація цієї молекули?
- •Приклад 4. Якими є валентні можливості атома фосфору в основному та збудженому станах?
- •Приклад 5. Визначте, що є донором електронної пари при утворенні йона bh4-.
- •Глава 5. Основи хімічної термодинаміки
- •5.2. Перший закон термодинаміки
- •5.3. Закони термохімії
- •5.4. Поняття про ентропію
- •5.5. Другий закон термодинаміки
- •5.6.Третій закон термодинаміки
- •5.7. Вільна енергія Гіббса
- •Приклад 1. Складіть термохімічне рівняння реакції горіння 1 моль ацетилену, якщо при цьому виділяється 1255,61 кДж теплоти.
- •Приклад 3. Не здійснюючи обчислень, поясніть, як змінюється ентропія системи (s): а) при переході води в пару; б) у реакції:
- •Приклад 4. Обчисліть зміну енерґії Ґіббса у хімічній реакції
- •І зробіть висновки про можливість мимовільного перебігу даної реакції за стандартних умов.
- •Стандартні зміни енерґій Ґіббса простих речовин прийнято вважати рівними нулю. Для даної системи:
- •6.1. Поняття про швидкість хімічної реакції
- •6.2. Основний закон хімічної кінетики – закон діючих мас.
- •Межі застосування закону діючих мас.
- •6.3. Молекулярність реакції.
- •6.4. Порядок реакції.
- •6.5. Особливості кінетики гетероґенних реакцій.
- •6.6. Механізм хімічних реакцій.
- •6.7. Вплив температури на швидкість реакції. Правило Вант-Гоффа.
- •6.8. Рівняння Арреніуса. Енерґія активації
- •Вихідні Активов. Продукти
- •Мал.6.3. Енерґетична діаграма Мал.6.4. Розподіл молекул за
- •Глава 7. Хімічна рівновага.
- •7.1. Константа хімічної рівноваги
- •7.2. Зсув хімічної рівноваги. Принцип Ле-Шательє
- •7.3. Рівновага у гетероґенних системах
- •Константа рівноваги.
- •Глава 8. Поняття про каталіз.
- •8.1. Автокаталіз
- •8.2.Промотори та каталітичні отрути
- •8.3. Селективність каталізаторів
- •8.4. Механізми гомоґенного та гетероґенного каталізу
- •Підставляючи дані нашої задачі, одержуємо:
- •Глава 9. Розчини
- •9.1. Процес розчинення. Типи розчинів
- •9.2. Способи виразу концентрації речовин
- •9.3. Хімічна (гідратна) теорія розчинів д.І. Менделєєва
- •9.4. Теплові ефекти розчинення
- •9.5. Розчинність
- •Глава 10. Властивості розчинів
- •10.1. Тиск пари розчинника над розчином
- •10.2. Температури замерзання та кипіння розчинів
- •10.3. Осмотичний тиск
- •Глава 11. Електролітична дисоціація.
- •11.1. Основні положення теорії електролітичної дисоціації
- •11.2. Ступінь дисоціації
- •11.3. Слабкі електроліти. Константа дисоціації слабких електролітів
- •11.4. Вплив однойменних іонів на дисоціацію слабких електролітів
- •11.5. Розчини сильних електролітів
- •11.6. Електролітична дисоціація води. Йонний добуток води. Водневий показник
- •11.7. Поняття про індикатори
- •11.8. Іонні реакції
- •11.8. Гідроліз солей
- •Типові випадки гідролізу.
- •11.8.1. Ступінь і константа гідролізу
- •Глава 12. Комплексні сполуки
- •12.1. Основні положення координаційної теорії а.Вернера
- •12.2. Класифікація комплексних сполук
- •12.3. Номенклатура комплексних сполук
- •12.3.1. Назви катіонних комплексних сполук
- •12.3.2. Назви аніонних комплексних сполук
- •12.3.3. Назви нейтральних комплексних сполук
- •12.4. Ізомерія комплексних сполук
- •12.5. Дисоціація комплексних сполук
- •Якщо у гібридизації беруть участь d-орбіталі передостаннього рівня, тоді йон називається внутрішньоорбітальним. Іноді у комплексах проявляється йонно-дипольний зв’язок, наприклад в аквакомплексах.
- •Глава 13. Електрохімічні процеси
- •13.1. Хімічні процеси на електродах
- •13.2. Електродний потенціал
- •13.3. Електрохімічний ряд напруг металів
- •13.4. Гальванічний елемент
- •13.5. Окисні й відновні потенціали
- •13.6. Рівняння Нернста
- •13.7. Акумулятори
- •13.8. Паливні елементи
- •13.9. Електроліз
- •13.9.1. Закони Фарадея
- •1. Кількість речовини, що виділяється на електроді під час електролізу, пропорційна кількості електрики, яка пройшла крізь електроліт.
- •2. Однакова кількість електрики виділяє на електродах під час електролізу еквівалентну кількість різних речовин.
- •13.10. Корозія металів
- •0,01 Моль/л 0,1 моль/л
- •Глава 14. Окисно-відновні реакції складання рівнянь окисно-відновних реакцій
- •Контрольні завдання
- •Додатки
- •Додаток 6 – Перехідні коефіцієнти
- •Предметний покажчик
- •Відновлення 18-19, 77, 81, 124, 126, 128, 135-139
- •Водень 14, 17, 37, 75, 125, 130-132, 139
- •Ізомерія 119
- •Лантаноїди 25
- •Натрій 20-21, 69, 89
- •Термодинамічні 8, 54
- •Атомів 33, 50
- •Список рекомендованої літератури
- •Глава 1. Основні поняття та закони хімії ........................ 5
Глава 2. Класи неорганічних сполук
Речовини поділяють на прості й складні. Прості речовини складаються з атомів одного елемента (метали, неметали та металоїди). Складними речовинами називають продукти взаємодії різних елементів. До основних класів складних речовин належать оксиди, основи, кислоти та солі.
2.1. Оксиди.
Оксиди – це сполуки, молекули яких складаються з двох елементів, один із яких оксиґен. Загальна формула оксидів ЕхОу. Оксиди поділяють на основні: Na2O, CaO, FeO, La2O3, тощо; кислотні: CO2, N2O5, Mn2O7, тощо; амфотерні: BeO, ZnO, Al2O3, VO2, тощо та несолетворні: N2O, NO.
Якщо елемент, що утворює оксид, може перебувати у різних станах окисненості, то після назви елемента цифрою в дужках зазначають ступінь окиснення елемента. Наприклад: CaO – кальцій оксид, Fe2O3 – ферум (ІІІ) оксид, SnO2 – станум (IV) оксид, SO3 – сульфур (VI) оксид, Mn2O7 – манґан (VIІ) оксид.
2.1.1. Способи одержання оксидів
Взаємодія елементів з киснем:
2Са + О2 2СаО; 4Р + 5О2 2Р2О5;
4Fe + 3O2 2Fe2O3; 2H2 + O2 2H2O.
Розклад гідроксидів (основ, кислот і амфотерних гідроксидів):
Са(ОН)2 –to CaO + H2O; 2BiO(OH) –to Bi2O3 + H2O;
2H3BO3 –to B2O3 + 3H2O; 2Al(OH)3 –to Al2O3 + 3H2O.
3. Розклад солей кисневмісних кислот:
СаСО3 to СаО + СО2; 2FePО4 to Fe2О3 + P2O5.
4. Окиснення деяких оксидів, кислот, солей та інших сполук:
2SO2 + O2 –cat 2SO3; 4FeO + O2 2Fe2О3;
2H2S + 3O2 2H2О + 2SO2; 4FeS2 + 11O2 2Fe2О3 + 8SO2;
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2О; CS2 + 3O2 CO2 + 2SO2.
2.1.2. Класифікація та хімічні властивості оксидів
Оксиди, які взаємодіють з кислотами, кислотними оксидами, амфотерними оксидами та гідроксидами та не взаємодіють між собою називаються основними. До основних належать лише оксиди металів.
CaO + 2HCl CaCl2 + H2O; Li2O + CO2 Li2CO3;
Na2O + 2Al(OH)3 –to 2NaAlO2 + 3H2O; MgO + SnO2 MgSnO3.
Деякі основні оксиди (як правило лужних і лужноземельних металів) взаємодіють із водою з утворенням відповідних гідроксидів:
Li2O + Н2О 2LiOН; ВаO + Н2О Ва(OН)2;
Взаємодіють із сильним відновниками:
Cu2O + H2 2Cu + H2O; 3FeO + 2Al Al2O3 + 3Fe;
Оксиди, які взаємодіють з основами, основними оксидами, амфотерними оксидами та гідроксидами та не взаємодіють між собою називаються кислотними. До кислотних оксидів належать оксиди неметалів, а також металів у вищих ступенях окиснення: CO2; SO2; SO3; B2O3; N2O3; N2O5; P2O5; P2O3; SiO2; Mn2O7; CrO3; V2O5;.
Деякі кислотні оксиди взаємодіють із водою з утворенням відповідних кислот:
СО2 + Н2O Н2СО3; Mn2O7 + H2O 2HMnO4;
SO3 + Н2O Н2SО4; CrO3 + H2O Н2CrО4;
2CrO3 + H2O Н2Cr2О7; N2O5 + H2O 2HNO3.
Оксиди металів, які мають подвійну природу та взаємодіють як із кислотами та кислотними оксидами так і з гідроксидами та оксидами металів, називають амфотерними оксидами: BeO, ZnO, Al2O3, Fe2O3, VO2.
Наприклад: ZnO + 2HCl ZnCl2 + H2O;
ZnO + 2NaOH –to Na2ZnO2 + H2O;
або ZnO + 2NaOH + H2O Na2[Zn(OH)4];
Також: BeO + SiO2 BeSiO3;
BeO + Na2O –to Na2BeO2.
За стандартних умов амфотерні оксиди не взаємодіють із водою.
Оксиди, які не взаємодіють із кислотами, гідроксидами металів, кислотними та основними оксидами, водою називаються несолетвірними. Для таких оксидів характерні окисно-відновні реакції та реакції комплексоутворення (NO, N2O, H2O, CO):
2NO + O2 2NO2; CuSO4 + 5H2O [Cu(H2O)4]SO4 H2O.