ширении и углублении знаний о мире теории уточняются или создаются новые. Во-вторых, при создании теории создается модель явления, которая абсолютизирует отдельные стороны проблемы и только в той или иной мере соответствует реальному объекту. Научные законы естествознания, с одной стороны, носят объективный характер, отражая закономерности явлений природы, с другой стороны, они верны только в определенных границах, обусловленных используемой моделью явления и условиями. Например, если размеры тела много меньше размеров пространства, в котором рассматривается это тело, используется понятие «материальная точка». Если скорость тела много меньше скорости света, то закономерности его движения описываются законами классической механики (постоянство массы тела). Если скорость движения сравнима со скоростью света, необходимо учитывать увеличение массы тела с увеличением скорости (релятивистская механика Эйнштейна).

При рассмотрении строения вещества и закономерностей протекания различных процессов необходимо обращать внимание на границы данных конкретных представлений. Если использовать для описания какого-нибудь явления закон вне границ его достоверности, то получим результаты, противоречащие опыту.

С методологической точки зрения, в учебных дисциплинах, особенно изучаемых на первых курсах, целесообразно рассматривать проверенные временем экспериментальные факты и устоявшиеся теоретические представления. В них избегают включать дискуссионные вопросы и положения, имеющие частный характер.

Авторы выражают благодарность коллегам по кафедре химии за ценные советы при обсуждении рукописи и, в первую очередь, заведующему кафедрой профессору Б.Т. Плаченову за поддержку в работе и полезную критику, а также профессорам Л.В. Пучкову, Р.Г. Чувиляеву и доценту М.Ю. Матузенко, взявшим на себя труд по неформальному рецензированию рукописи.

1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИИ

Химия − наука, изучающая строение веществ и их превращения, сопровождающиеся изменением состава или строения.

Все вещества состоят из атомов. Атом (от греч. ατομος − неделимый) − наименьшая химически неделимая часть веществ. Атом

6

состоит из ядра и электронов. Ядро атома содержит положительно заряженные протоны и незаряженные нейтроны. Число отрицательно заряженных электронов в атоме совпадает с числом протонов. Химический элемент − совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Каждый химический элемент имеет свое название и символ, которые приведены в Периодической системе элементов

Дмитрия Ивановича Менделеева. Порядковый номер элемента в таблице совпадает с зарядом ядра и, соответственно, с числом протонов в нем.

Так как число протонов в ядре совпадает с числом электронов, заряды которых равны по величине и противоположны по знаку (±е), то атом в целом оказывается электрически нейтральным. Если из него удалить или добавить электрон, возникает заряженная частица – положительно или отрицательно заряженный ион:

А− ē → А+ А + ē → А-.

Вкачестве единицы измерения заряда частиц (ядро, электрон, ион…) используют элементарный заряд е = 1,602·10-19 Кл.

Определенный атом обозначается символом, например углерод

−С. Иногда дополнительно цифрами слева у символа указывают подстрочным индексом заряд ядра (порядковый номер) и над-

строчным – массу атома (массовое число), например: 126 C; 2760Co;

9038Sr; 13755Cs .

Для иона у символа атома надстрочным индексом справа указывается его заряд. Например: H+; Na+; Cu2+; Cl-; S2-.

Поскольку массы атомов чрезвычайно малы, то в качестве единицы их измерения принята атомная единица массы (а.е.м.), равная 1/12 массы атома углерода 12С (1 а.е.м. = 1,6605·10-27 кг). В Периодической системе элементов указаны их относительные атомные массы (Ar) − безразмерные величины, показывающие, во

сколько раз масса данного атома больше 1/12 массы атома углерода 12С.

Редко встречаются вещества, у которых минимальной частицей, обладающей его химическими свойствами, является атом, для многих это молекула − частица, состоящая из двух и более одинаковых или разных атомов. Состав и порядок соединения атомов в молекуле при помощи символов передает химическая формула. В химической формуле справа у символа атома подстрочным ин-

7

дексом указывается их число в составе молекулы (отсутствие индекса – один атом).

Различают эмпирические, или брутто-формулы (показывают общее число атомов в молекуле), рациональные (в них выделяют группы атомов, характерные для данного класса соединений) и структурные (характеризуют порядок соединения атомов в молекуле).

П р и м е р. Этиловый спирт:

брутто-формула − C2H6O, молекула состоит из двух атомов углерода, шести атомов водорода и одного атома кислорода;

рациональная формула − C2H5OH, группа -OH, характерная для спиртов и группа C2H5-;

H H

структурная формула – H C C O H – показывает поря-

H H

док соединения атомов.

Относительная молекулярная масса вещества (Mr) − сумма относительных атомных масс (Ar) элементов, входящих в состав молекулы.

П р и м е р. H2O Mr = 2∙1+16=18, H2SO4 Mr =2∙1+32+4∙16=98, Pb(OH)2 Mr =207+2(1+16)=241.

П р и м е ч а н и е. Из молекул состоят газообразные вещества (при относительно низких температурах). Твердые кристаллические вещества имеют более сложное строение. Например, в кристаллах хлорида натрия нет молекул, они построены из равномерно чередующихся ионов Na+ и Cl-. В металлических или ковалентных кристаллах все атомы связаны друг с другом и нельзя выделить определенную молекулу, кристалл представляет собой «одну молекулу». В этих случаях говорят о формульной единице вещества − условной молекуле, которая имеет тот же качественный и количественный состав, что и вещество. Так, для хлорида натрия формульная единица − NaCl, для металлов Al, Cu, Fe... и т.д.

Подобно атомарным ионам существуют положительно или от-

рицательно заряженные молекулярные ионы. Например: OH-; SO42-; PO43-; HCO3-; (CuOH)+; (CrOH)2+.

1.1. Химическая реакция

Превращение (присоединение, разложение (диссоциация), обмен) одного или нескольких исходных веществ реагентов в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества

(продукты реакции) называется химической реакцией.

8

Химическую реакцию записывают при помощи химических формул и численных коэффициентов в виде уравнения химической реакции. В левой части уравнения перечисляют через знак «плюс» формулы исходных веществ, в правой− формулы продуктов реакции. При составлении уравнения химической реакции учитывают закон сохранения вещества: общая масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна общей массе продуктов реакции. Количество молекул (молей) веществ, участвующих в химической реакции, − коэффициенты перед формулами (стехиометрические коэффициенты) − подбирают так, чтобы сумма атомов одних и тех же элементов была одинаковой в левой и правой частях уравнения. Отсутствие коэффициента в уравнении говорит о его равенстве единице.

П р и м е р.

Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2Н2О; H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3Н2О;

Fe(OH)2 + HCl = (FeOH)Cl + Н2О;

Al2(SO4)3 + 6KOH = 2Al(OH)3 + 3K2SO4.

В случае составления уравнения химической реакции, в которой участвуют ионы, выполняется закон сохранения электрического заряда. Суммарный заряд частиц, образующих исходные вещества, равен суммарному заряду продуктов реакции (алгебраическая сумма зарядов частиц с учетом стехиометрических коэффициентов до реакции и после реакции одинакова).

Удобным модельным понятием является степень окисления атома. Степенью окисления называется формальный заряд атома элемента, входящего в состав соединения, вычисленный из предположения, что гетероатомная молекула состоит из ионов. Он указывается цифрой над символом элемента. При определении степени окисления атома условились считать следующее.

1.Степени окисления атомов, из которых состоят простые ве-

0	0	0	0
щества, равны нулю. П р и м е р: Cu , Zn , H2			, O2 .

2.Степени окисления атомов в соединениях, состоящих из од-

+1 −1

ноатомных ионов, равны зарядам этих ионов. П р и м е р: NaCl ,

+2 −1		+1 −2
CuCl2	,	K2 S .

3.Степень окисления атомов водорода, входящих в состав

9

+1 +1

сложных молекул или ионов, равна +1. П р и м е р: H2 O , H2SO4 ,

+1
KOH . Исключение – гидриды металлов, в которых она равна –1.
−1	−1
П р и м е р: LiH ,	BeH2 .
4.Степень окисления		атомов кислорода, входящих в	состав
		−2	−2
сложных молекул или ионов, равна –2. П р и м е р: H2 O ,			NaOH ,
−2		перекисные соединения, в которых она
HNO3 . Исключение −

−1 +2

равна –1, и фторид кислорода +2. П р и м е р ы: H2 O2 , OF2 .

5.Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов элементов, входящих в состав молекулы равна нулю, а входящих в состав иона равна его заряду. П р и м е р:

+1 +6−2	2(+1)+1(+6)+4(−2)=0 ;	+5−2	1−	1 (+5)+3 (−2)=−1.
H2 S O4		NO3

Различают два типа химических реакций:

1)без изменения степеней окисления атомов, входящих в состав молекул, – реакции присоединения, разложения (диссоциации), обменные реакции. Определение стехиометрических коэффициентов в них осуществляют обычно методом подбора;

2)с изменением степени окисления атомов, входящих в состав молекул, – окислительно-восстановительные реакции. Для подбо-

ра стехиометрических коэффициентов в уравнениях окислительновосстановительных реакций используют специальные методы (ме-

тод электронного и электронно-ионного баланса).

В окислительно-восстановительных реакциях изменение степеней окисления атомов происходит в результате перераспределения электронов между ними. Поэтому обязательно должны быть атомы, принимающие электроны, − окислители, при этом их степень окисления понижается, и атомы отдающие электроны, − восстановители, при этом их степень окисления повышается. Процесс приема электронов окислителем называется восстановлением, а отдачи электронов восстановителем− окислением. Понятия «окислитель» и «восстановитель» относятся также к ионам и молекулам.

Количество отданных электронов должно быть равно количе-

10

ству принятых. На основании баланса электронов можно получить стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Метод электронного баланса:

KClO3 + P = KCl + P2O5.

1. Определение элементов (атомов), степени окисления которых изменяются в ходе реакции (Cl+5→ Cl-; P0→ P+5).

2. Составление баланса электронов, определение главных коэффициентов в уравнении реакции:

Cl+5 + 6 ē → Cl- ×5

2P0−10 ē →2 P+5 ×3.

3. Подбор остальных коэффициентов и проверка правильности расстановки коэффициентов по балансу кислорода:

5KClO3 + 6P = 5KCl + 3P2O5 15О = 15О.

Для подбора стехиометрических коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водном растворе при участии ионов, используют метод электронноионного баланса. Этот метод особенно удобен, если известны не все продукты реакции.

Метод электронно-ионного баланса:

K2Cr2O7+Na2SO3+HNO3= Cr(NO3)3+Na2SO4+KNO3+H2O.

1. Определение элементов (атомов), степени окисления которых изменяются в ходе реакции, и соответствующих им ионов. Обязательно должны быть (как минимум пара) элементы-окислители, у

+6

которых степень окисления понижается (Cr (Cr2O72-)→ Cr+3), и элементы-восстановители, повышающие степень окисления

+4	(SO32-)→	+6	(SO42-)).
( S		S

2. Составление полуреакций превращения ионов.

А. Материальный баланс (количество атомов до реакции и после должно быть одинаковым). При изменении количества атомов кислорода в составе реагирующих частиц для их баланса используют молекулу H2O, ионы Н+ или ОН-, в зависимости от характера среды, в которой протекает реакция. При написании полуреакций используют следующие условные превращения:

Кислая среда (Н+,	Щелочная среда	Нейтральная среда
H2O)	(OН-, H2O)	(H2O)
«О» + 2Н+ = H2O «О» + H2O = 2 ОН-		«О» + H2O = 2 ОН-
H2O = «О» + 2Н+	2 ОН- = «О» + H2O	H2O = «О» + 2Н+

11