Найкращі навчальні посібники з хімії. Навчальний посібник з хімії

Назва: Посібник з хімії для вступників до ВНЗ. 2002.

У посібнику висвітлено всі питання прийомних іспитів з хімії. Для кращого засвоєння курсу хімії наведено деякі додаткові відомості. Наприкінці кожного розділу даються типові завдання з рішеннями та завдання для самостійної роботи.

Книга призначена вступникам до ВНЗ. Вона також може бути рекомендована викладачам хімії під час підготовки учнів до складання випускних іспитів за курс середньої школи.

Зміст
Передмова
Вступ
§ 1. Предмет хімії
§ 2. Роль хімії у промисловості та сільському господарстві.
§ 3. Хімія та екологія
ЧАСТИНА 1. ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ.
Глава 1. Основні поняття та закони хімії
§ 1.1. Атомно-молекулярне вчення у хімії
§ 1.2. Хімічні елементи
§ 1.3. Прості та складні речовини. Алотропія
§ 1.4. Відносна атомна маса
§ 1.5. Відносна молекулярна маса
§ 1.6. Міль. Молярна маса
§ 1.7. Хімічні знаки, формули та рівняння
§ 1.8. Хімічні реакції. Класифікація реакцій
§ 1.9. Закон збереження маси речовин
§ 1.10. Закон сталості складу речовини
§ 1.11. Газові закони Закон Авогадро. Молярний об'єм газу
§ 1.12. Вирішення типових завдань
Глава 2. Періодичний закон Д. І. Менделєєва та будова атомів
§ 2.1. Відкриття Д. І. Менделєєвим періодичного закону
§ 2.2. Періодична система елементів Д. І. Менделєєва
§ 2.3. Ядерна модель будови атомів
§ 2.4. Склад атомних ядер. Ядерні реакції
§ 2.5. Сучасна модель стану електрона в атомі
§ 2.6. Будова електронних оболонок атомів
§ 2.7. Електронні формули Д. І. Менделєєва
§ 2.9. Періодичний закон та періодична система елементів у світлі вчення про будову атомів
§ 2.10. Періодичні властивості атомів
§ 2.11. Значення періодичного закону та теорії будови атомів
§ 2.12. Вирішення типових завдань
Розділ 3. Хімічний зв'язок
§ 3.1. Ковалентний зв'язок
§ 3,2. Властивості ковалентного зв'язку
§ 3.3. Іонний зв'язок
§ 3.4. Полярні та неполярні молекули
§ 3.6. Водневий зв'язок
§ 3.7. Типи кристалічних грат
§ 3.8. Структурні формули
§ 3.9. Ступінь окислення
§ 3.10. Хімічний зв'язок та валентність
§ 3.11. Вирішення типових завдань
Розділ 4. Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага
§ 4.1. Швидкість хімічних реакцій
§ 4.2. Чинники, що впливають швидкість реакції
§ 4.3. Енергія активації
§ 4.4. Поняття про каталіз і каталізаторів
§ 4.5. Необоротні та оборотні реакції
§ 4.6. Хімічна рівновага
§ 4.7. Принцип Ле Шательє
§ 4.8. Вирішення типових завдань
Розділ 5. Розчини. Теорія електролітичної дисоціації
§ 5.1. Чисельний вираз складу розчинів
§ 5.2. Розчинність речовин у воді
§ 5.3. Теплові явища при розчиненні
§ 5.4. Електроліти та неелектроліти
§ 5.5. Теорія електролітичної дисоціації
§ 5.6. Механізм дисоціації
§ 5.7. Гідратація іонів
§ 5.8. Дисоціації кислот, основ та солей у водних розчинах
§ 5.9. Ступінь дисоціації
§5.10. Сильні та слабкі електроліти
§5.11. Реакції іонного обміну
§ 5.12. дисоціація води. рН
§ 5.13. Протолітична теорія кислот та основ
§ 5.14. Вирішення типових завдань
Розділ 6. Найважливіші класи неорганічних сполук
§ 6.1. Оксиди
§ 6.2. Кислоти
§ 6.3. Основи
§ 6.4. Солі
§ 6.5. Гідроліз солей
§ 6.6. Зв'язок між класами неорганічних сполук
§ 6.7. Вирішення типових завдань
Глава 7. Окисно-відновні реакції. Електроліз
§ 7.1. Теорія окисно-відновних реакцій
§ 7.2. Найважливіші відновники та окислювачі
§ 7.4. Вплив середовища на характер перебігу реакцій
§ 7.5. Класифікація окисно-відновних реакцій
§ 7.6. Сутність електролізу
§ 7.7. Електроліз водних розчинів електролітів
§ 7.8. Застосування електролізу
§ 7.9. Вирішення типових завдань
ЧАСТИНА 2. НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ.
Глава 8. Водень. Галогени
§ 8.1. Загальні властивості неметалів
§ 8.2. Водень
§ 8.3. Вода
§ 8.4. Тяжка вода
§ 8,5. Загальна характеристика підгрупи галогенів
§ 8.6. Хлор
§ 8.7. Хлороводень та соляна кислота
§ 8.8. Солі соляної кислоти
§ 8.9. Короткі відомості про фтор, бром та іод
Глава 9. Підгрупа кисню
§ 9.1. Загальна характеристика підгрупи кисню
§ 9.2. Кисень та його властивості
§ 9.3. Сірка та її властивості
§ 9.4. Сірководень та сульфіди
§ 9.5. Оксид сірки (ІV). Сірчиста кислота
§ 9.6. Оксид сірки (VI). Сірчана кислота
§ 9.7. Властивості сірчаної кислоти та її практичне значення
§ 9.8. Солі сірчаної кислоти
Розділ 10. Підгрупа азоту
§ 10.1. Загальна характеристика підгрупи азоту
§ 10.2. Азот. Сигма- та пі-зв'язки
§ 10.3. Аміак
§ 10,4. Хімічні основи виробництва аміаку
§ 10.5. Солі амонію
§ 10.7. Азотна кієлота
§ 10.9. Солі азотної кислоти
§ 10.10. Фосфор
§ 10.11. Оксиди фосфору та фосфорні кислоти
§ 10.12. Мінеральні добрива
Глава 11. Підгрупа вуглецю
§ 11.1. Загальна характеристика підгрупи вуглецю
§ 11.2. Вуглець та його властивості
§ 11.3. Оксиди вуглецю. Вугільна кислота
§ 11.4. Солі вугільної кислоти
§ 11.5. Кремній та його властивості
§ 11.6. Оксид кремнію (IV) та кремнієва кислота
§ 11.7. Поняття про колоїдні розчини
§ 11.8. Солі кремнієвої кислоти
§ 11.9. Отримання скла та цементу
§ 11.10. Вирішення типових завдань
Глава 12. Загальні властивості металів
§ 12.1. Положення металів у періодичній системі елементів Д. І. Менделєєва
§ 12.2. Фізичні властивості металів
§ 12.3. Хімічні властивості металів
§ 12.4. Метали та сплави в техніці
§ 12.5. Ряд стандартних електродних потенцчалів
§ 12.6. Основні способи одержання металів
§ 12.7. Корозія металів
§ 12.8. Захист від корозії
Глава 13. Метали головних підгруп
§ 13.1. Загальна характеристика підгрупи літію
§ 13.2. Натрій та калій
§ 13.3. Їдкі луги
§ 13.4. Солі натрію та калію
§ 13.5. Загальна характеристика підгрупи берилію
§ 13.6. Кальцій
§ 13,7. Оксид та гідроксид кальцію
§ 13.8. Солі кальцію
§ 13.9. Жорсткість води та способи її усунення
§ 13.10. Загальна характеристика підгрупи бору
§ 13.11. Алюміній
§ 13.12. Оксид та гідроксид алюмінію
§ 13.13. Застосування алюмінію та його сплавів
Глава 14. Метали побічних підгруп
§ 14.1. Загальна характеристика підгрупи хрому
§ 14.2. Хром
§ 14.3. Оксиди та гідроксиди хрому
§ 14.4. Хромати та дихромати
§ 14.5. Загальна характеристика сімейства заліза
§ 14.6. Залізо
§ 14.7. З'єднання заліза
§ 14.8. Доменний процес
§ 14.9. Чавун та сталі
§ 14.10. Вирішення типових завдань
ЧАСТИНА 3. ОРГАНІЧНА ХІМІЯ.
Глава 15. Основні положення органічної хімії
§ 15.1. Предмет органічної хімії
§ 15.2. Особливості органічних сполук
§ 15.3. Ізомерія
§ 15.4. Теорія хімічної будови органічних сполук А. М. Бутлерова
§ 15.5. Гомологічні ряди органічних сполук
§ 15.6. Класифікація органічних сполук
§ 15.7. Типи органічних реакцій
Глава 16. Вуглеводні
§ 16.1. Граничні вуглеводні (алкани)
§ 16.2. Номенклатура алканів та їх похідних
§ 16.3. Хімічні властивості метану та його гомологів
§ 16.4. Циклоалкани
§ 16.5. Ненасичені вуглеводні
§ 16.6. Етилен та його гомологи
§ 16.7. Реакція полімеризації. Поліетилен
§ 16.8. Ацетилен та його гомологи
§ 16.9. Дієнові вуглеводні
§ 16.10. Природний та синтетичний каучуки
§16.11. Ароматичні вуглеводні (арени
§ 16.12. Бензол та його гомологи
§ 16.13. Нафта та її переробка
§ 16.14. Природні гази та їх використання
§ 16.15. Вирішення типових завдань
Глава 17. Кисневмісні органічні сполуки
§ 17.1. Граничні спирти
§ 17.2. Метанол та етанол
§ 17.3. Етиленгліколь та гліцерин
§ 17.4. Феноли
§ 17.5. Альдегіди
§ 17.6. Формальдегід
§ 17.7. Ацетальдегід
§ 17.8. Реакції поліконденсації
§ 17.9. Кетони
§ 17.10. Карбонові кислоти
§ 17.11. Мурашина кислота
§ 17.12. Оцтова кислота
§ 17.13. Складні ефіри Реакції етерифікації та омилення
§ 17.14. Жири
§ 17.15. Мила та інші миючі засоби
§ 17.16. Вуглеводи
§ 17.17. Моносахариди та дисахариди
§ 17.18. Полісахариди
§ 17.19. Ненасичені, двоосновні та гетерофункціональні кислоти
§ 17.20. Вирішення типових завдань
Глава 18. Азотовмісні органічні сполуки
§ 18.1. Нітросполуки
§ 18.2. Аміни
§ 18.3. Анілін
§ 18.4. Амінокислоти
§ 18.5. Аміди кислот
§ 18.6. Білки
§ 18.7. Гетероциклічні сполуки
§ 18.8. Нуклеїнові кислоти
§ 18.9. Вирішення типових завдань
ДОДАТКИ
Предметний покажчик.

Відкриття Д.І. Менделєєвим періодичного закону.
Відкриття Д. І, Менделєєвим періодичного закону та побудова періодичної системи елементів стали результатом його тривалої та напруженої наукової роботи. Періодичний закон та періодична система елементів – найбільше досягнення хімічної науки» основа сучасної хімії.

Як головну характеристику атома при побудові періодичної системи було прийнято його атомну масу. У своїй книзі «Основи хімії» Д. І. Менделєєв писав: «Маса речовини є саме така властивість його, від якої повинні залежати всі інші властивості... Тому ближче чи природніше шукати залежність між властивостями і подібністю елементів, з одного боку, і їх атомними вагами (масами) з іншого».

Міністерство освіти і науки Російської Федерації Федеральна державна бюджетна освітня установа вищої професійної освіти

«Володимирський державний університет імені Олександра Григоровича та Миколи Григоровича Столетових»

НАВЧАЛЬНИЙ ПОСІБНИК З ХІМІЇ ДЛЯ СТУДЕНТІВ НЕХІМІЧНИХ НАПРЯМКІВ

Початки загальної хімії. Будова атома. Розчини.

Володимир 2011

УДК 54 (075.8) ББК 24.я73 У 91

О.Б. Чернова, В.А. Кузурман, С.В. Діденко, І.В. Задорожний

Рецензенти:

Лікар хімічних наук, професор, зав. кафедрою неорганічної хімії

Іванівського державного хіміко-технологічного університету

А.Г. Захаров

Кандидат з технічних наук, доцент зав. кафедрою «Полімерні матеріали» Володимирського державного університету

Є.В. Єрмолаєва

Друкується за рішенням редакційної ради Володимирського державного університету

Навчальний посібник з хімії для студентів нехімічних напрямків. Початки загальної хімії. Будова атома. Розчини /

У 91 О.Б. Чернова [та ін]; Володімо. держ.ун-т. - Володимир: Вид-во Вла-

дим. держ. ун-ту, 2011. - 122 с. ISBN 978-5-9984-0228-9

Цей посібник є початком курсу загальної хімії для студентів нехімічних напрямків. Воно включає чотири розділи загальнотеоретичної частини, в яких розглядаються питання будови речовини, хімічних зв'язків, теорії розчинів та окисно-відновних реакцій.

Призначений для студентів вищих навчальних закладів, які вивчають хімію. Рекомендовано для формування професійних компетенцій у соот-

ветстві з ФГОС 3-го покоління.

Табл. 11. Ілл. 23. Бібліогр.: 13 назв.

УДК 54 (075.8) ББК 24.я73

ПЕРЕДМОВА

У багатьох вишах хімія як навчальна дисципліна є базою загальнотеоретичної та спеціальної підготовки майбутніх спеціалістів. Роль і місце хімії у системі інших наук визначається тим, що в галузі матеріального виробництва людині завжди доводиться мати справу з речовиною. Не знаючи його властивостей та будови, хімічної природи, механізмів взаємодії, не можна зрозуміти багато явищ і процесів, що відбуваються в природі та навколо нас.

Вирішення завдання повноцінного навчання основам сучасної хімії не можна здійснити без створення нових навчальних посібників, у тому числі призначених для студентів нехімічних напрямків.

Цей навчальний посібник є першою частиною курсу лекцій з хімії для студентів нехімічних напрямків вищих навчальних закладів. Посібник містить п'ять розділів, у яких представлено сучасний інтегрований виклад базисних понять, термінів та законів хімії. Вони вводяться послідовно відповідно до логіки дисципліни та основних розділів курсу.

Перша розділ присвячена основним поняттям та законам хімії. Особливу увагу приділено поняттям моль, еквівалент, а також закону еквівалентів. У другій та третій розділах розглядаються основні закономірності будови атомних та молекулярних частинок, хімічного зв'язку та взаємодії речовин на основі періодичного закону та періодичної системи Д.І. Менделєєва.

У четвертому розділі докладно викладено теорію розчиненого стану речовини, розглянуто процеси, що відбуваються в розчинах електролітів і неелектролітів, а також характеристики сильних і слабких електролітів. У п'ятому розділі пояснюються принципи написання рівнянь окисно-відновних реакцій. Кожен розділ закінчується дидактичним матеріалом, що дозволяє перевірити ступінь розуміння викладеного матеріалу.

Посібник складено відповідно до ФГОС 3-го покоління та дозволяє формувати зазначені у стандартах нехімічних напрямів професійні компетенції.

Глава 1 . ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ І ЗАКОНИ ХІМІЇ

1.1. Речовина. Формули речовин

Складовою частиною простих і складних тіл є хімічний елемент. Найменша частка хімічного елемента, що зберігає його хімічні властивості –атом . Отже, хімічний елемент – це вид атомів, які характеризуються однаковим зарядом ядра, тобто. з однаковим числом протонів у ядрі. Наприклад, всі атоми із зарядом ядра +8 є атомами одного хімічного елемента – кисню. Нині відомо понад 110 хімічних елементів. Кожен хімічний елемент має назву, хімі-

чеський символ (знак), атомний (порядковий) номер, атомну масу,

займає певне становище в Періодичною системою елементів,в якій його місцезнаходження характеризується номером періоду, номером групита її підгрупою (головна-А або побічна-В).

Різні хімічні елементи мають різну поширеність у природі. Хімічні елементи, що зустрічаються в природі, зазвичай складаються з суміші ізотопів (вид атомів з однаковим числом протонів і різним числом нейтронів), серед яких розрізняють стабільні та радіоактивні ізотопи.

Важливими характеристиками атома є валентність і ступінь окислення.

Ступінь окислення– це умовний заряд, який має атом у поєднанні (молекулі) внаслідок усунення електронів при утворенні хімічного зв'язку. Чисельне значення ступеня окиснення виявляється у одиницях заряду електрона.

Ступінь окислення дорівнює числу валентних електронів, які переходять (або зміщуються) від атома з меншим значенням відносної електронегативності1 (позитивний ступінь окислення) до атома з великим значенням відносної електронегативності (негативний ступінь окислення). Вищий позитивний ступінь

1 Електронегативність – це здатність атома притягувати електрони

Окислення атома в поєднанні, як правило, чисельно дорівнює номеру групи цього елемента в Періодичній системі (крім 8 О, 9 F). Ступінь окиснення простої речовини дорівнює нулю.

Наприклад, атом фосфору 15 P (підгрупа VA) на зовнішньому енергетичному рівні міститься п'ять електронів. Максимальний ступінь окислення, яку фосфор виявляє у сполуках з більш електронегативними елементами, дорівнює +5.

Найнижча (найменша) ступінь окисленняатома в сполуках елементів груп IVA – VIIA чисельно дорівнює різниці (номер групи – 8).

Наприклад, фосфор у з'єднаннях з менш електронегативними елементами може виявляти ступінь окислення - 3.

Виняток становлять фтор, кисень, залізо: їх ступінь окислення виражається числом, значення якого нижче, ніж номер групи, до якої вони належать. У елементів підгрупи міді, навпаки, найвищий ступінь окислення більше одиниці, хоча вони і відносяться до 1 групи. Слід врахувати, що у всіх металів найменший ступінь окиснення дорівнює нулю.

Відмінність між поняттям ступеня окиснення та валентності в ковалентних сполуках можна наочно проілюструвати на хлорпохідних метану: валентність вуглецю скрізь дорівнює чотирьом, а ступінь окиснення його (при ступеню окиснення водню +1 і хлору -1 у всіх сполуках) у кожному з'єднання різна:

С-4 Н4, С-2 Н3 Сl, C0 H2 Cl2, C+2 HCl3, C+4 Cl4

Таким чином, ступінь окислення - умовне поняття і найчастіше не характеризує реальний валентний стан атома, але воно необхідне для розуміння електронної будови молекули.

Атоми одного або різних елементів з'єднуються між собою будь-яким видом хімічного зв'язку. В результаті утворюються хімічні сполукирізної природи (органічні та неорганічні) та постійного (дальтоніди) або змінного (бертоліди) складу.

Хімічна сполука може існувати у різних формах. Залежно від складу речовини можуть бути простими і складними. Простим називають речовину, молекула якої складається

із атомів одного елемента. Наприклад: кисень (О2), озон (О3), алюміній (Al), фосфор (P) і т.д. Поодинокі атоми інертних газів також відносять до простих речовин. Речовина, молекула якого утворена атомами різних елементів, є складною. Наприклад: вода (Н2О), аміак (NH3), азотна кислота (HNО3), метан (СН4). Складну речовину можна розкласти на прості речовини.

Наприклад, воду можна розкласти на водень та кисень:

2Н 2 Про ¾ електроліз ¾® 2Н 2 + Про 2

Склад речовини зображують з допомогою хімічних знаків елементів і числових індексів, тобто. формул хімічних сполук

ній:

Таким чином, у молекулі води Н2 Про її хімічна формула показує, що на два атоми водню припадає один атом кисню, або що один моль води утворений з двох моль атомів водню і одного моль атомів кисню.

Основними видами хімічних формул є а) емпірична або сумарна (брутто) формула та б) структурна (структурнографічна) (рис.1).

Мал. 1. Хімічні формули: а – емпіричні; б – структурні.

Здатність атома утворювати різне число хімічних зв'язків отримала назву валентність ( стехіометрична валент-

ність). Вона визначається числом атомів водню, яка може бути приєднана або заміщена одним атомом даного елемента. У хімічних сполуках валентність водню завжди дорівнює одиниці. Якщо елемент не утворює з'єднання з воднем, то розглядають

його з'єднання з киснем, який виявляє в хімічних сполуках постійну стехіометричну валентність, що дорівнює двом.

Багато елементів виявляють різні валентності, т. е. можуть утворювати з іншим елементом кілька сполук різного стехиометрического складу. Для опису цих сполук у їх назвах необхідно вказувати валентність римською цифрою без знака, наприклад,

Cu2 Про – оксид міді (I) СuО – оксид міді (II).

Слід врахувати, що стехіометрична валентність нічого не говорить про тип хімічного зв'язку та будову молекул. Проте це поняття безпосередньо з будовою атома, саме з числом про зовнішніх (що у освіті хімічної зв'язку) електронів. Для багатьох елементів стехіометрична валентність визначається положенням у періодичній системі.

Зв'язок між валентністю елемента та його положенням у Періодичній системі представлений у табл. 1. Вища величина стехіометричної валентності елемента головної підгрупи, як правило, дорівнює номеру групи.

В даний час для складання назв неорганічних сполук застосовують тривіальну та раціональну номенкла-

тури , причому в останній виділяють три різновиди: російську,

міжнародну (напівсистематичну) та систематичну номенклатури.

Тривіальна номенклатура хоч і вважається застарілою, широко застосовується в багатьох галузях техніки, хімічного виробництва, у навчальній та науковій літературі з хімії. Наприклад: Na2 CО3 – сода, К2 СО3 – поташ, НС1 – соляна кислота, КОН – їдкий калій, NaCl – кухонна сіль, СаО – негашене вапно, NH4 OH – нашатирний спирт та ін.

Згідно з міжнародною номенклатурою (напівсистематичною), при складанні назв хімічних сполук використовуються слова іншомовного походження: найчастіше коріння слів латинських назв хімічних елементів. При записі назв оксидів, основ і солей після слів оксид гідроксид або назви кислотного залишкузазвичай вказують римськими цифрами значення валентності атома хімічного елемента, якщо вона змінна.

Назва сполук металів з неметалами N, P, As, C, Si, B, S, Cl, F, Br, що становлять електронегативну частину, утворюються з назви електронегативної частини з додаванням суфікса «ід» та російської назви електропозитивної частини в родовому відмінку:

Ca3 N2 – нітрид кальцію, Mg3 P2 – фосфід магнію,

та Cu 3 As – арсенід міді (I), CaC2 – карбід кальцію, Mg2 Si – силіцид магнію, Al2 S3 – сульфід алюмінію, KCl – хлорид калію,

LiF - фторид літію,

та FeBr 2 – бромід заліза (II).

Оксиди – це з'єднання двох елементів, один з яких кисень, що є електронегативною частиною (виключення F2 O, де він є електропозитивним):

NО2 – оксид азоту (IV),

N2 О5 - оксид азоту (V),

та К2 О – оксид калію.

Пероксиди – це сполуки, у молекулах яких атоми кисню пов'язані між собою аніон О2- 2 , тобто. в пероксидне угруповання - О-О-:

Н2 О2 – пероксид водню, Na2 O2 – пероксид натрію.

Гідроксиди – це сполуки, що містять атоми будь-якого елемента та гідроксильні групи. До них відносяться і основи, і кислоти. Назва основи складається з двох частин: назви електронегативної частини гідроксид і назви елемента в родовому відмінку:

Fe(OH)2 – гідроксид заліза (II), Сu(ОН)2 – гідроксид міді (II), але NaОН – гідроксид натрію.

Кислоти діляться на безкисневі та кисневмісні. Назва безкисневих кислот складається з прикметника, утвореного з назви водневої сполуки кислотоутворюючого елемента із закінченням «ая» та слова «кислота»:

HCl – хлороводнева кислота, HBr – бромоводнева кислота, H2 S – сірководнева кислота.

Назва кисневмісних кислот складається шляхом додавання до слова "кислота" прикметника, що має корінь з російською назвою кислотоутворювача і суфікс "ая", "вата", "іста", "ватиста". Для розпізнавання кислот, що різняться за вмістом води, використовують префікси «орто» та «мета» (H3 PO4 – ортофосфорна кислота, HBO2 – метаборна кислота).

H2 SO4 – сірчана кислота, H2 SO3 – сірчиста кислота, H2 CrO4 – хромова кислота, H2 Cr2 O7 – дихромова кислота, HClO2 – хлориста кислота, HClO3 – хлорувата кислота.

Для позначення найнижчого ступеня окиснення кислотоутворюючого елемента іноді використовують префікс «гіпо» (КClO – гіпохлорит калію), для позначення найвищого ступеня окиснення – «пер» (КСlO4 – перхлорат калію)

У табл. 2 представлені назви найважливіших кислот та відповідних аніонів з міжнародної номенклатури.