- •Л.И. Андрианова, а.П. Пнева, е.В. Рогалева общая химия
- •Глава 1. Основные понятия. Классы неорганических соединений…......5
- •Глава 1. Основные понятия химии
- •Важнейшие классы неорганических соединений
- •1.1. Оксиды
- •Классификация оксидов
- •Способы получения оксидов
- •1.2. Основания
- •1.3. Кислоты
- •1.4. Соли
- •Глава 2. Строение вещества
- •2.1. Строение атома
- •Квантово – механическая модель атома
- •Квантовые числа
- •Распределение электронов по уровням, подуровням и орбиталям во многоэлектронном атоме
- •Электронные формулы
- •2.2. Периодический закон и система д.И. Менделеева
- •Электронные аналоги
- •Свойства элементов
- •2.3. Химическая связь. Строение молекулы
- •Основные параметры химических связей
- •Метод валентных связей. Ковалентная связь
- •Гибридизация электронных облаков
- •Поляризуемость ковалентной связи Полярные и неполярные молекулы. Дипольный момент
- •Ионная связь
- •Металлическая связь
- •2.4. Агрегатное состояние вещества
- •Глава 3. Основные закономерности протекания химических процессов
- •Термодинамика химических процессов
- •Единицей измерения внутренней энергии является джоуль /Дж/.
- •3.2. Кинетика химических процессов
- •3.3. Химическое равновесие
- •Глава 4. Растворы
- •Истинные растворы
- •Способы выражения состава растворов
- •4.2. Жидкие растворы (на примере водных растворов)
- •Тепловой эффект растворения (энтальпия растворения)
- •4.3. Общие свойства растворов
- •Неэлектролиты и электролиты
- •Диссоциация кислот, оснований, солей
- •Сильные и слабые электролиты
- •4.6. Электролитическая диссоциация молекул воды. Ионное произведение воды
- •Глава 5. Реакции в растворах
- •5.1. Реакции ионного обмена
- •Гидролиз солей
- •5.3. Окислительно-восстановительные процессы Cтепень окисления. Окисление и восстановление
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций (овр)
- •1) В кислой среде:
- •2) В нейтральной среде:
- •Нейтральная срела
- •3) В щелочной среде:
- •Глава 5. Электрохимические процессы
- •6.1. Двойной электрический слой. Электродный потенциал
- •6.2. Химические источники электрической энергии
- •Концентрационные гальванические элементы
- •6.3. Аккумуляторы
- •6.4. Электролиз
- •Электролиз расплавов солей
- •Электролиз растворов солей
- •Процессы на катоде
- •Процессы на аноде
- •Глава 7. Cвойства металлов Общая характеристика металлов
- •7.1. Физические свойства металлов
- •7.2. Химические свойства металлов
- •Взаимодействие с простыми веществами
- •Взаимодействие металлов с водой
- •Взаимодействие металлов с кислотами
- •Взаимодействие металлов с раствором щелочи
- •Взаимодействие металлов с растворами солей
- •Глава 8. Коррозия металлов. Методы защиты металлов от коррозии
- •8.1. Виды коррозионных процессов
- •8.2. Методы защиты металлов от коррозии
- •Защита поверхности металла
- •Глава 9. Высокомолекулярные соединения (вмс)
- •9.1. Классификация полимеров
- •9.2. Методы получения полимеров
- •9.3. Физико – химические свойства полимеров
- •9.4. Материалы, получаемые на основе полимеров
- •9.5. Применение некоторых полимеров
- •Глава10. Краткие сведения по аналитической химии и методам физико-химического анализа Идентификация
- •10.1. Качественный анализ
- •10.2. Количественный анализ
- •625000Г. Тюмень, ул. Володарского, 38
- •625039 Г. Тюмень, ул. Киевская, 52
Глава 1. Основные понятия химии
КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Химический элемент – это вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.
Атом – наименьшая (неделимая химическим путём) частица элемента, обладающая его химическими свойствами.
Атомная масса – масса атома в атомных единицах массы [a.e.m.].
За а.е.m. принимается 1/12 массы изотопа углерода 12С. Относительная атомная масса (безразмерная величина) численно равна атомной массе элемента.
Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами и способная к самостоятельному существованию. Состоит из одинаковых или разных атомов. Соединения, образованные одинаковыми элементами, называются простыми веществами (Ne, H2, O2, O3,…), а образованные разными элементами – сложными веществами (H2O, H2SO4…).
Относительной молекулярной массой [Mr] называется отношение массы молекулы вещества к 1/12 массы изотопа углерода 12С. Она численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, составляющих молекулу вещества. За единицу измерения количества вещества принят моль.
Моль - количество вещества, содержащее столько же структурных единиц, сколько содержится атомов в 12г изотопа углерода 12С.
Один моль любого вещества содержит всегда одно и то же число структурных единиц - число Авогадро (NA=6,02∙1023 моль-1). Масса 1моль вещества равна относительной молекулярной массе выражается в г/моль и называется молярной массой [М].
Эквивалентом простого или сложного вещества называется количество этого вещества, которое взаимодействует с 1г атома водорода. Это не постоянная величина. Эквивалент одного и того же вещества различен в зависимости от типа реакций. Масса одного моль эквивалента называется молярной массой эквивалента вещества.
Ионы – это заряженные одно- или многоатомные частицы, образующиеся в результате отдачи или присоединения электронов. Способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов называют валентностью.
Степень окисления - условный заряд атома элемента, вычисленный из предположения, что молекула состоит из ионов. Она может быть положительной, отрицательной, нулевой. Обозначается арабской цифрой со знаком “+” или “-“ и ставится вверху символа элемента справа (Cl-1, Na+1, Mn+7…).
Степень окисления бывает высшей (равна № группы, в которой находится элемент в Периодической системе), низшей (определяется по формуле: номер группы минус 8) и промежуточной.
Например: элемент азот находится в V группе Периодической системы, следовательно, высшая степень окисления азота равна +5, низшая равна -3, а промежуточная меняется в пределах от +5 до -3.
Для определения степени окисления элемента в соединении используют следующие правила:
в простых веществах (H2, O2…) степень окисления равна 0;
водород в большинстве соединений имеет степень окисления +1 (кроме гидридов металлов), кислород -2(кроме перекиси) и фтор -1;
металлы I группы главной подгруппы Периодической системы (щелочные металлы – Na, K, Cs, Rb, Fr) имеют постоянную степень окисления +1, II группы главной подгруппы (щелочно-земельные металлы Mg, Са и т.д.) +2, III группы главной подгруппы +3;
если степень окисления какого-либо атома в молекуле неизвестна, то ее можно рассчитать, зная, что алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов молекулы равна 0, а иона - его заряду.
Например: определим степень окисления серы в H2SO3.
Степень окисления водорода постоянна и равна +1(число атомов водорода в H2SO3 равно двум), степень окисления кислорода постоянна и равна -2(число атомов кислорода – три), тогда степень окисления серы (обозначим за х) определяется из уравнения 2∙(+1)+х+3∙(-2)=0, отсюда х = + 4.
Взаимодействие химических соединений записывается с помощью химических уравнений типа:
aA + bB = cC + dD, где
A, B - реагирующие вещества;
C, D - продукты реакции; a, b, c, d- стехиометрические коэффициенты;
Основные типы химических реакций:
реакция присоединения – это реакции, в которых два вещества реагируют с образованием одного нового: СаО + СO2 = СаСO3;
реакция разложения - сложное вещество разлагается на более простые: Cu(OH)2CuO + H2O;
реакция обмена – два сложных вещества в ходе реакции обмениваются своими составными частями:
2NaOH + CuSO4 = Na2SO4 + Cu(OH)2;
реакция замещения - простое вещество замещает атомы одного из элементов в сложном:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2.