- •Глава 1. Основные понятия химии
- •1.1. Составление химических формул веществ. Понятие о валентности и степени окисления
- •Задание для самостоятельной работы
- •1.2. Химические уравнения
- •1.3. Классификация химических реакций
- •Глава 2. Основные классы неорганических соединений
- •2.1. Оксиды
- •2.1.1. Получение оксидов
- •2.1.2. Классификация и свойства оксидов
- •I. Оксиды металлов.
- •1. Оснóвные оксиды.
- •2. Кислотные оксиды.
- •3. Амфотерные оксиды.
- •II. Оксиды неметаллов.
- •2.2. Гидроксиды
- •I. Гидроксиды металлов.
- •2.2.1. Получение гидроксидов металлов
- •1. Оснóвные гидроксиды.
- •2. Кислотные гидроксиды.
- •3. Амфотерные гидроксиды.
- •II. Гидроксиды неметаллов.
- •2.2.2. Получение кислот
- •2.3. Соли
- •2.3.1. Классификация солей
- •1. Средние (нормальные) соли.
- •2. Кислые соли.
- •3. Оснóвные соли.
- •4. Комплексные соли.
- •5. Двойные соли.
- •6. Смешанные соли.
- •7. Гидратные соли (кристаллогидраты).
- •2.3.2. Физические свойства солей
- •2.3.3. Химические свойства солей
- •Задание для самостоятельной работы
- •Глава 3. Основные законы химии
- •3.1. Международная система единиц (система си)
- •3.2. Атомные и молекулярные массы
- •1. Атомная (или молекулярная) масса m0.
- •2. Относительная атомная (или молекулярная) масса Ar (Mr).
- •3. Молярная масса вещества m.
- •1. Закон сохранения массы веществ.
- •2. Закон постоянства состава.
- •3. Закон стехиометрических соотношений.
- •3.4. Газовые законы
- •Решение.
- •Глава 4. Строение Атома
- •Решение.
- •4.1. Строение электронных оболочек атомов
- •4.2. Электронные конфигурации атомов
- •1. Принцип Паули.
- •2. Правило Хунда.
- •3. Принцип наименьшей энергии.
- •Решение.
- •Решение.
- •Задание для самостоятельной работы
- •4.3. Периодический закон д.И.Менделеева
- •Задание для самостоятельной работы
- •Глава 5. Химическая связь
- •5.1. Ковалентная связь
- •1. Обменный механизм.
- •2. Донорно-акцепторный механизм.
- •5.2. Ионная связь
- •5.3. Металлическая связь
- •5.4. Водородная связь
- •Решение.
- •Задание для самостоятельной работы
- •Глава 6. Физико-химические основы протекания химических реакций
- •6.1. Основы химической термодинамики
- •6.1.1. Термохимические уравнения и расчеты
- •I следствие:
- •Решение.
- •II следствие:
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Задание для самостоятельной работы
- •6.2. Скорость химических реакций
- •6.2.1. Основы химической кинетики
- •Решение.
- •1. Зависимость скорости реакции от концентраций реагентов.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •2. Зависимость скорости реакции от температуры.
- •Решение.
- •Решение.
- •Задание для самостоятельной работы
- •6.3. Химическое равновесие
- •6.3.1. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье
- •1. Влияние изменения концентрации.
- •2. Влияние температуры.
- •2. Влияние давления.
- •Решение.
- •Задача №3
- •Задача №4
- •Задание для самостоятельной работы
- •Глава 7. Растворы
- •7.1. Основные способы выражения концентрации растворов
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Задание для самостоятельной работы
- •7.2. Теория электролитической диссоциации
- •7.2.1. Факторы, влияющие на степень диссоциации электролитов
- •Решение.
- •7.2.2. Реакции в растворах электролитов
- •Решение.
- •7.3. Ионное произведение воды. Водородный показатель
- •Решение.
- •Решение.
- •Шкала значений pH
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •Решение.
- •7.4.1. Усиление и подавление гидролиза
- •Решение.
- •Задание для самостоятельной работы
- •Глава 8. Окислительно-восстановительные реакции
- •8.1. Окислители и восстановители
- •8.2. Классификация окислительно-восстановительных реакций
- •8.3.2. Метод электронно-ионного баланса
- •Решение.
- •Задание для самостоятельной работы
2.2.2. Получение кислот
Многие кислоты могут быть получены взаимодействием кислотных оксидов с водой:
SO3 + H2O = H2SO4
N2O5 + H2О = 2HNО3
Однако не все кислотные оксиды могут непосредственно взаимодействовать с водой (например, SiO2). В таком случае кислоты получают косвенным путем действием другой кислоты на соответствующую соль:
Na2SiO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3↓
Бескислородные кислоты могут быть получены непосредст-венным взаимодействием водорода с другим элементом:
H2 + Cl2 = 2HCl
H2 + S = H2S
Большинство бескислородных кислот представляют собой газы (HCl, H2S и др.) и кислотные свойства проявляют только в растворах.
Наиболее важными свойствами кислот являются следующие:
1) Кислоты взаимодействуют с металлами, образуя соль и выделяя водород:
2HCl + Fe = FeCl2 + H2↑
Однако металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов правее водорода, из кислот его не выделяют, поэтому реакция таких металлов с кислотами-слабыми окислителями (HCl, разбавленная H2SO4) не идет. Не выделяется водород и при взаимодействии металлов с кислотами-окислителями (азотной кислотой и концентрированной серной кислотой).
2) Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду:
H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O
2HNO3 + ZnO = Zn(NO3)2 + H2O
3) Кислоты взаимодействуют с основаниями и амфотерными гидроксидами:
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O
3HNO3 + Al(OH)3 = Al(NO3)3 + 3H2O
4) Кислоты взаимодействуют с солями; в результате обменной реакции образуются вода, газ или малорастворимое соединение:
H2SO4 + K2SiO3 = H2SiO3↓+ K2SO4
HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
5) Некоторые кислоты неустойчивы и разлагаются на оксид и воду:
H2CO3 = H2O + CO2↑
H2SO3 = H2O + SO2↑
2HNO2 = H2O + NO↑ + NO2↑
2.3. Соли
Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катион аммония) и анионы кислотных остатков:
NaCl Na+ + Cl
K3PO4 3K+ + PO43
Можно дать и другое определение: соли это продукты взаимодействия кислот и оснований:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
Соли также могут быть получены путем взаимодействия:
1) кислотных оксидов и основных или амфотерных оксидов:
CO2 + CaO = CaCO3
3SO3 + Al2O3 = Al2(SO4)3
2) кислотных оксидов и основных или амфотерных гидроксидов:
CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O
SO3 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + H2O
3) основных или амфотерных гидроксидов:
3NaOH + Al(OH)3 = Na3[Al(OH)6]
2.3.1. Классификация солей
1. Средние (нормальные) соли.
Средние соли это продукты полного замещения ионов водорода в молекуле кислоты на ионы металла (или аммония) или продукты полного замещения гидроксидных групп основания на анионы кислотных остатков.
Примерами средних солей являются: NaCl, K2SO4, Al2(SO4)3 и др.
Названия средних солей образуются из названия аниона, за которым следует название катиона. Если катион обладает переменной степенью окисления, то она указывается в скобках римскими цифрами. Например: NaCl хлорид натрия; K2SO4 сульфат калия, Fe(NO3)3 нитрат железа (III).