Методическая литература по химии. Студентам и школьникам книги абитуриентам химия теория

Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Владимирский государственный университет имени Александра Григорьевича и Николая Григорьевича Столетовых»

УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ ПО ХИМИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ НЕХИМИЧЕСКИХ НАПРАВЛЕНИЙ

Начала общей химии. Строение атома. Растворы.

Владимир 2011

УДК 54 (075.8) ББК 24.я73 У 91

О.Б. Чернова, В.А. Кузурман, С.В. Диденко, И.В. Задорожный

Рецензенты:

Доктор химических наук, профессор, зав. кафедрой неорганической химии

Ивановского государственного химико-технологического университета

А.Г. Захаров

Кандидат технических наук, доцент зав. кафедрой «Полимерные материалы» Владимирского государственного университета

Е.В. Ермолаева

Печатается по решению редакционного совета Владимирского государственного университета

Учебное пособие по химии для студентов нехимических направлений. Начала общей химии. Строение атома. Растворы /

У 91 О.Б. Чернова [и др.]; Владим. гос. ун-т. – Владимир: Изд-во Вла-

дим. гос. ун-та, 2011. – 122 с. ISBN 978-5-9984-0228-9

Настоящее пособие является началом курса общей химии для студентов нехимических направлений. Оно включает четыре главы общетеоретической части, в которых рассматриваются вопросы строения вещества, химических связей, теории растворов и окислительно-восстановительных реакций.

Предназначено для студентов высших учебных заведений, изучающих химию. Рекомендовано для формирования профессиональных компетенций в соот-

ветствии с ФГОС 3-го поколения.

Табл. 11. Илл. 23. Библиогр.: 13 назв.

УДК 54 (075.8) ББК 24.я73

ПРЕДИСЛОВИЕ

Во многих вузах химия как учебная дисциплина является базой общетеоретической и специальной подготовки будущих специалистов. Роль и место химии в системе других наук определяется тем, что в области материального производства человеку всегда приходится иметь дело с веществом. Не зная его свойств и строения, химической природы, механизмов взаимодействия, нельзя понять многие явления и процессы, происходящие в природе и вокруг нас.

Решение задачи полноценного обучения основам современной химии не выполнимо без создания новых учебных пособий, в том числе предназначенных для студентов нехимических направлений.

Данное учебное пособие является первой частью курса лекций по химии для студентов нехимических направлений высших учебных заведений. Пособие содержит пять глав, в которых представлено современное интегрированное изложение базисных понятий, терминов и законов химии. Они вводятся последовательно в соответствии с логикой дисциплины и основными разделами курса.

Первая глав посвящена основным понятиям и законам химии. Особое внимание уделено понятиям моль, эквивалент, а также закону эквивалентов. Во второй и третьей главах рассматриваются основные закономерности строения атомных и молекулярных частиц, химической связи и взаимодействия веществ на основе периодического закона и периодической системы Д.И. Менделеева.

В четвертой главе подробно изложена теория растворенного состояния вещества, рассмотрены процессы, происходящие в растворах электролитов и неэлектролитов, а также характеристики сильных и слабых электролитов. В пятой главе объясняются принципы написания уравнений окислительно-восстановительных реакций. Каждая глава заканчивается дидактическим материалом, позволяющим проверить степень понимания изложенного материала.

Пособие составлено в соответствии с ФГОС 3-го поколения и позволяет формировать указанные в стандартах нехимических направлений профессиональные компетенции.

Г л а в а 1 . ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

1.1. Вещество. Формулы веществ

Составной частью простых и сложных тел является химический элемент . Наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства –атом . Таким образом, химический элемент – это вид атомов, характеризующихся одинаковымзарядом ядра , т.е. с одинаковым числом протонов в ядре. Например, все атомы с зарядом ядра +8 представляют собой атомы одного химического элемента – кислорода. В настоящее время известно более 110 химических элементов. Каждый химический элемент имеетназвание, хими-

ческий символ (знак), атомный (порядковый) номер, атомную массу,

занимает определенное положение в Периодической системе элементов, в которой его местоположение характеризуетсяномером периода, номером группы и ее подгруппой (главная– А или побочная– В).

Разные химические элементы имеют различную распространенность в природе. Встречающиеся в природе химические элементы обычно состоят из смеси изотопов (вид атомов с одинаковым числом протонов и различным числом нейтронов), среди которых различают стабильные и радиоактивные изотопы.

Важными характеристиками атома являются валентность истепень окисления .

Степень окисления – это условный заряд, который имеет атом в соединении (молекуле) в результате смещения электронов при образовании химической связи. Численное значение степени окисления выражается в единицах заряда электрона.

Степень окисления равна числу валентных электронов, которые переходят (или смещаются) от атома с меньшим значением относительной электроотрицательности1 (положительная степень окисления) к атому с большим значением относительной электроотрицательности (отрицательная степень окисления).Высшая положительная степень

1 Электроотрицательность – это способность атома притягивать электроны

окисления атома в соединении, как правило, численно равна номеру группы этого элемента в Периодической системе (кроме8 О,9 F). Степень окисления простого вещества равна нулю.

Например, в атоме фосфора 15 P (подгруппа VA) на внешнем энергетическом уровне содержится пять электронов. Максимальная степень окисления, которую фосфор проявляет в соединениях с более электроотрицательными элементами, равна +5.

Низшая (наименьшая)степень окисления атома в соединениях у элементов групп IVA – VIIA численно равна разности (номер группы – 8).

Например, фосфор в соединениях с менее электроотрицательными элементами может проявлять степень окисления - 3.

Исключение составляют фтор, кислород, железо: их степень окисления выражается числом, значение которого ниже, чем номер группы, к которой они относятся. У элементов подгруппы меди, наоборот, высшая степень окисления больше единицы, хотя они и относятся к 1 группе. Следует учесть, что у всех металлов наименьшая степень окисления равна нулю.

Различие между понятием степени окисления и валентности в ковалентных соединениях можно наглядно проиллюстрировать на хлорпроизводных метана: валентность углерода везде равна четырем, а степень окисления его (при степени окисления водорода +1 и хлора -1 во всех соединениях) в каждом соединение разная:

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

Таким образом, степень окисления – условное понятие и чаще всего не характеризует реальное валентное состояние атома, но оно необходимо для понимания электронного строения молекулы.

Атомы одного или различных элементов соединяются между собой каким-либо видомхимической связи . В результате образуютсяхимические соединения различной природы (органические и неорганические) и постоянного (дальтониды) либо переменного (бертоллиды) состава.

Химическое соединение может существовать в различных формах. В зависимости от состава вещества могут бытьпростыми исложными . Простым называют вещество, молекула которого состоит

из атомов одного элемента. Например: кислород (О2 ), озон (О3 ), алюминий (Al), фосфор (P) и т.д. Одиночные атомы инертных газов также относят к простым веществам. Вещество же, молекула которого образована атомами разных элементов, является сложным. Например: вода (Н2 О), аммиак (NH3 ), азотная кислота (HNО3 ), метан (СН4 ). Сложное вещество можно разложить на простые вещества.

Например, воду можно разложить на водород и кислород:

2Н 2 О ¾ электролиз¾¾¾® 2Н 2 + О 2

Состав вещества изображают при помощи химических символов элементов и числовых индексов, т.е. формул химических соедине-

ний:

Таким образом, в молекуле воды Н2 О ее химическая формула показывает, что на два атома водорода приходится один атом кислорода, или, что один моль воды образован из двух моль атомов водорода и одного моль атомов кислорода.

Основными видами химических формул являются а) эмпирическая илисуммарная (брутто) формула и б)структурная (структурнографическая) (рис.1).

Рис. 1. Химические формулы: а – эмпирические; б – структурные.

Способность атома образовывать различное число химических связей получила название валентность (стехиометрическая валент-

ность ). Она определяется числом атомов водорода, которое может быть присоединено или замещено одним атомом данного элемента. В химических соединениях валентность водорода всегда равна единице. Если элемент не образует соединение с водородом, то рассматривают

его соединение с кислородом, который проявляет в химических соединениях постоянную стехиометрическую валентность, равную двум.

Многие элементы проявляют различные валентности, т. е. они могут образовывать с другим элементом несколько соединений различного стехиометрического состава. Для описания этих соединений в их названиях необходимо указывать валентность римской цифрой без знака, например,

Cu2 О – оксид меди (I) СuО – оксид меди (II).

Следует учесть, что стехиометрическая валентность ничего не говорит о типе химической связи и строении молекул. Однако это понятие непосредственно связано со строением атома, а именно с числом так называемых внешних (участвующих в образовании химической связи) электронов. Для многих элементов стехиометрическая валентность определяется положением в Периодической системе.

Связь между валентностью элемента и его положением в Периодической системе представлена в табл. 1. Высшая величина стехиометрической валентности элемента главной подгруппы, как правило, равна номеру группы.

В настоящее время для составления названий неорганических соединений применяют тривиальную ирациональную номенкла-

туры , причем в последней выделяют три разновидности: русскую,

международную (полусистематическую) и систематическую номенклатуры.

Тривиальная номенклатура хотя и считается устаревшей, широко применяется во многих областях техники, химического производства, в учебной и научной литературе по химии. Например: Na2 CО3 – сода, К2 СО3 – поташ, НС1 – соляная кислота, КОН – едкий калий, NaCl – поваренная соль, СаО – негашеная известь, NH4 OH – нашатырный спирт и др.

Согласно международной номенклатуре (полусистематической), при составлении названий химических соединений используются слова иноязычного происхождения: чаще всего корни слов латинских названий химических элементов. При записи названий оксидов, оснований и солей после слов оксид ,гидроксид или названиякислотного остатка обычно указывают римскими цифрами значениевалентности атома химического элемента, если онапеременная .

Название соединений металлов с неметаллами N, P, As, C, Si, B, S, Cl, F, Br, составляющими электроотрицательную часть, образуются из названия электроотрицательной части с добавлением суффикса «ид» и русского названия электроположительной части в родительном падеже:

Ca3 N2 – нитрид кальция, Mg3 P2 – фосфид магния,

и Cu 3 As – арсенид меди (I), CaC2 – карбид кальция, Mg2 Si – силицид магния, Al2 S3 – сульфид алюминия, KCl – хлорид калия,

LiF – фторид лития,

и FeBr 2 – бромид железа (II).

Оксиды – это соединения двух элементов, один из которых кислород, являющийся электроотрицательной частью (исключение F2 O, где он электроположителен):

NО2 – оксид азота (IV),

N2 О5 – оксид азота (V),

и К2 О – оксид калия.

Пероксиды – это соединения, в молекулах которых атомы кислорода связаны между собой в анион О2- 2 , т.е. в пероксидную группировку – О– О– :

Н2 О2 – пероксид водорода, Na2 O2 – пероксид натрия.

Гидроксиды – это соединения, содержащие атомы какого-либо элемента и гидроксильные группы. К ним относятся и основания, и кислоты. Название основания составляется из двух частей: названия электроотрицательной части «гидроксид» и названия элемента в родительном падеже:

Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Сu(ОН)2 – гидроксид меди (II), но NaОН – гидроксид натрия.

Кислоты делятся на бескислородные и кислородсодержащие. Название бескислородных кислот составляется из прилагательного, образованного из названия водородного соединения кислотообразующего элемента с окончанием «ая» и слова «кислота»:

HCl – хлороводородная кислота, HBr – бромоводородная кислота, H2 S – сероводородная кислота.

Название кислородосодержащих кислот складывается путем добавления к слову «кислота» прилагательного, имеющего корень с русским названием кислотообразователя и суффикс «ая», «ватая», «истая», «ватистая». Для распознавания кислот, различающихся по содержанию воды, используют префиксы «орто» и «мета» (H3 PO4 – ортофосфорная кислота, HBO2 – метаборная кислота).

H2 SO4 – серная кислота, H2 SO3 – сернистая кислота, H2 CrO4 – хромовая кислота, H2 Cr2 O7 – дихромовая кислота, HClO2 – хлористая кислота, HClO3 – хлорноватая кислота.

Для обозначения наиболее низкой степени окисления кислотообразующего элемента иногда используют префикс «гипо» (КClO – гипохлорит калия), для обозначения наиболее высокой степени окисления – «пер» (КСlO4 – перхлорат калия)

В табл. 2 представлены названия важнейших кислот и соответствующих анионов по международной номенклатуре.

Название : Пособие по химии для поступающих в ВУЗы. 2002.

В пособии освещены все вопросы приемных экзаменов по химии. Для лучшего усвоения курса химии приведены некоторые дополнительные сведения. В конце каждой главы даются типовые задачи с решениями и задачи для самостоятельной работы.

Книга предназначена поступающим в ВУЗы. Она также может быть рекомендована преподавателям химии при подготовке учащихся к сдаче выпускных экзаменов за курс средней школы.

Содержание
Предисловие
Введение
§ 1. Предмет химии
§ 2. Роль химии в промышленности и сельском хозяйстве.
§ 3. Химия и экология
ЧАСТЬ 1. ОБЩАЯ ХИМИЯ.
Глава 1. Основные понятия и законы химии
§ 1.1. Атомно-молекулярное учение в химии
§ 1.2. Химические элементы
§ 1.3. Простые и сложные вещества. Аллотропия
§ 1.4. Относительная атомная масса
§ 1.5. Относительная молекулярная масса
§ 1.6. Моль. Молярная масса
§ 1.7. Химические знаки, формулы и уравнения
§ 1.8. Химические реакции. Классификация реакций
§ 1.9. Закон сохранения массы веществ
§ 1.10. Закон постоянства состава вещества
§ 1.11. Газовые законы. Закон Авогадро. Молярный объем газа
§ 1.12. Решение типовых задач
Глава 2. Периодический закон Д. И. Менделеева и строение атомов
§ 2.1. Открытие Д. И. Менделеевым периодического закона
§ 2.2. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева
§ 2.3. Ядерная модель строения атомов
§ 2.4. Состав атомных ядер. Ядерные реакции
§ 2.5. Современная модель состояния электрона в атоме
§ 2.6. Строение электронных оболочек атомов
§ 2.7. Электронные формулы Д. И. Менделеева
§ 2.9. Периодический закон и периодическая система элементов в свете учения о строении атомов
§ 2.10. Периодические свойства атомов
§ 2.11. Значение периодического закона и теории строения атомов
§ 2.12. Решение типовых задач
Глава 3. Химическая связь
§ 3.1. Ковалентная связь
§ 3,2. Свойства ковалентной связи
§ 3.3. Ионная связь
§ 3.4. Полярные и неполярные молекулы
§ 3.6. Водородная связь
§ 3.7. Типы кристаллических решеток
§ 3.8. Структурные формулы
§ 3.9. Степень окисления
§ 3.10. Химическая связь и валентность
§ 3.11. Решение типовых задач
Глава 4. Скорость химических реакций. Химическое равновесие
§ 4.1. Скорость химических реакций
§ 4.2. Факторы, влияющие на скорость реакции
§ 4.3. Энергия активации
§ 4.4. Понятие о катализе и катализаторах
§ 4.5. Необратимые и обратимые реакции
§ 4.6. Химическое равновесие
§ 4.7. Принцип Ле Шателье
§ 4.8. Решение типовых задач
Глава 5. Растворы. Теория электролитической диссоциации
§ 5.1. Численное выражение состава растворов
§ 5.2. Растворимость веществ в воде
§ 5.3. Тепловые явления при растворении
§ 5.4. Электролиты и неэлектролиты
§ 5.5. Теория электролитической диссоциации
§ 5.6. Механизм диссоциации
§ 5.7. Гидратация ионов
§ 5.8. Диссоциации кислот, оснований и солей в водных растворах
§ 5.9. Степень диссоциации
§5.10. Сильные и слабые электролиты
§5.11. Реакции ионного обмена
§ 5.12. Диссоциация воды. рН
§ 5.13. Протолитическая теория кислот и оснований
§ 5.14. Решение типовых задач
Глава 6. Важнейшие классы неорганических соединений
§ 6.1. Оксиды
§ 6.2. Кислоты
§ 6.3. Основания
§ 6.4. Соли
§ 6.5. Гидролиз солей
§ 6.6. Связь между классами неорганических соединений
§ 6.7. Решение типовых задач
Глава 7. Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз
§ 7.1. Теория окислительно-восстановительных реакций
§ 7.2. Важнейшие восстановители и окислители
§ 7.4. Влияние среды на характер протекания реакций
§ 7.5. Классификация окислительно-восстановительных реакций
§ 7.6. Сущность электролиза
§ 7.7. Электролиз водных растворов электролитов
§ 7.8. Применение электролиза
§ 7.9. Решение типовых задач
ЧАСТЬ 2. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ.
Глава 8. Водород. Галогены
§ 8.1. Общие свойства неметаллов
§ 8.2. Водород
§ 8.3. Вода
§ 8.4. Тяжелая вода
§ 8,5. Общая характеристика подгруппы галогенов
§ 8.6. Хлор
§ 8.7. Хлороводород и соляная кислота
§ 8.8. Соли соляной кислоты
§ 8.9. Краткие сведения о фторе, броме и иоде
Глава 9. Подгруппа кислорода
§ 9.1. Общая характеристика подгруппы кислорода
§ 9.2. Кислород и его свойства
§ 9.3. Сера и ее свойства
§ 9.4. Сероводород и сульфиды
§ 9.5. Оксид серы (IV). Сернистая кислота
§ 9.6. Оксид серы (VI). Серная кислота
§ 9.7. Свойства серной кислоты и ее практическое значение
§ 9.8. Соли серной кислоты
Глава 10. Подгруппа азота
§ 10.1. Общая характеристика подгруппы азота
§ 10.2. Азот. Сигма- и пи-связи
§ 10.3. Аммиак
§ 10,4. Химические основы производства аммиака
§ 10.5. Соли аммония
§ 10.7. Азотная киелота
§ 10.9. Соли азотной кислоты
§ 10.10. Фосфор
§ 10.11. Оксиды фосфора и фосфорные кислоты
§ 10.12. Минеральные удобрения
Глава 11. Подгруппа углерода
§ 11.1. Общая характеристика подгруппы углерода
§ 11.2. Углерод и его свойства
§ 11.3. Оксиды углерода. Угольная кислота
§ 11.4. Соли угольной кислоты
§ 11.5. Кремний и его свойства
§ 11.6. Оксид кремния (IV) и кремниевая кислота
§ 11.7. Понятие о коллоидных растворах
§ 11.8. Соли кремниевой кислоты
§ 11.9. Получение стекла и цемента
§ 11.10. Решение типовых задач
Глава 12. Общие свойства металлов
§ 12.1. Положение металлов в периодической системе элементов Д. И. Менделеева
§ 12.2. Физические свойства металлов
§ 12.3. Химические свойства металлов
§ 12.4. Металлы и сплавы в технике
§ 12.5. Ряд стандартных электродных потенцчалов
§ 12.6. Основные способы получения металлов
§ 12.7. Коррозия металлов
§ 12.8. Защита от коррозии
Глава 13. Металлы главных подгрупп
§ 13.1. Общая характеристика подгруппы лития
§ 13.2. Натрий и калий
§ 13.3. Едкие щелочи
§ 13.4. Соли натрия и калия
§ 13.5. Общая характеристика подгруппы бериллия
§ 13.6. Кальций
§ 13,7. Оксид и гидроксид кальция
§ 13.8. Соли кальция
§ 13.9. Жесткость воды и способы ее устранения
§ 13.10. Общая характеристика подгруппы бора
§ 13.11. Алюминий
§ 13.12. Оксид и гидроксид алюминия
§ 13.13. Применение алюминия и его сплавов
Глава 14. Металлы побочных подгрупп
§ 14.1. Общая характеристика подгруппы хрома
§ 14.2. Хром
§ 14.3. Оксиды и гидроксиды хрома
§ 14.4. Хроматы и дихроматы
§ 14.5. Общая характеристика семейства железа
§ 14.6. Железо
§ 14.7. Соединения железа
§ 14.8. Доменный процесс
§ 14.9. Чугун и стали
§ 14.10. Решение типовых задач
ЧАСТЬ 3. ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ.
Глава 15. Основные положения органической химии
§ 15.1. Предмет органической химии
§ 15.2. Особенности органических соединений
§ 15.3. Изомерия
§ 15.4. Теория химического строения органических соединений А. М. Бутлерова
§ 15.5. Гомологические ряды органических соединений
§ 15.6. Классификация органических соединений
§ 15.7. Типы органических реакций
Глава 16. Углеводороды
§ 16.1. Предельные углеводороды (алканы)
§ 16.2. Номенклатура алканов и их производных
§ 16.3. Химические свойства метана и его гомологов
§ 16.4. Циклоалканы
§ 16.5. Непредельные углеводороды
§ 16.6. Этилен и его гомологи
§ 16.7. Реакции полимеризации. Полиэтилен
§ 16.8. Ацетилен и его гомологи
§ 16.9. Диеновые углеводороды
§ 16.10. Природный и синтетический каучуки
§16.11. Ароматические углеводороды (арены
§ 16.12. Бензол и его гомологи
§ 16.13. Нефть и ее переработка
§ 16.14. Природные газы и их использование
§ 16.15. Решение типовых задач
Глава 17. Кислородсодержащие органические соединения
§ 17.1. Предельные спирты
§ 17.2. Метанол и этанол
§ 17.3. Этиленгликоль и глицерин
§ 17.4. Фенолы
§ 17.5. Альдегиды
§ 17.6. Формальдегид
§ 17.7. Ацетальдегид
§ 17.8. Реакции поликонденсации
§ 17.9. Кетоны
§ 17.10. Карбоновые кислоты
§ 17.11. Муравьиная кислота
§ 17.12. Уксусная кислота
§ 17.13. Сложные эфиры. Реакции этерификации и омыления
§ 17.14. Жиры
§ 17.15. Мыла и другие моющие средства
§ 17.16. Углеводы
§ 17.17. Моносахариды и дисахариды
§ 17.18. Полисахариды
§ 17.19. Непредельные, двухосновные и гетерофункциональные кислоты
§ 17.20. Решение типовых задач
Глава 18. Азотсодержащие органические соединения
§ 18.1. Нитросоединения
§ 18.2. Амины
§ 18.3. Анилин
§ 18.4. Аминокислоты
§ 18.5. Амиды кислот
§ 18.6. Белки
§ 18.7. Гетероциклические соединения
§ 18.8. Нуклеиновые кислоты
§ 18.9. Решение типовых задач
ПРИЛОЖЕНИЯ
Предметный указатель.

Открытие Д.И. Менделеевым периодического закона .
Открытие Д. И, Менделеевым периодического закона и построение периодической системы элементов явились результатом его длительной и напряженной научной работы. Периодический закон и периодическая система элементов - величайшее достижение химической науки» основа современной химии.

В качестве главной характеристики атома при построении периодической системы была принята его атомная масса. В своей книге «Основы химии» Д. И. Менделеев писал: «Масса вещества есть именно такое свойство его, от которого должны находиться в зависимости все остальные свойства... Поэтому ближе или естественнее всего искать зависимость между свойствами и сходствами элементов, с одной стороны, и атомными их весами (массами) с другой».

Главная » Грамматика » Методическая литература по химии. Студентам и школьникам книги абитуриентам химия теория