Химия

Министерство науки и высшего образования Российской Федерации
Сибирский федеральный университет

Н. М. Вострикова, И. В. Дубова, Г. А. Королева

ХИМИЯ

Учебное пособие

Красноярск 
СФУ 
2020

УДК 54(07)
ББК 24я73
В785

Р е ц е н з е н т ы: 
В. А. Востриков, кандидат технических наук, главный менеджер 
ГМК «Норильский никель»; 
Т. А. Богданова, кандидат технических наук, начальник металлургического отдела ООО «КИК» 

Вострикова, Н. М.
В785 
 
Химия : учеб. пособие / Н. М. Вострикова, И. В. Дубова, 
Г. А. Королева. – Красноярск : Сиб. федер. ун-т, 2020. – 226 c.
ISBN 978-5-7638-4420-7

Изложены фундаментальные теоретические основы химических свойств 
элементов и их соединений, строения вещества, рассмотрены свойства растворов, термодинамические и кинетические закономерности протекания химических процессов. В каждой главе даны контрольные вопросы и упражнения.
Предназначено для студентов, обучающихся по направлениям бакалавриата 22.03.02 «Металлургия», 22.03.01 «Материаловедение и технологии 
материалов», 15.03.04 «Автоматизация технологических процессов и производств», 15.03.02 «Технологические машины и оборудование» и специалитета 
21.05.04 «Горное дело», 21.05.03 «Технология геологической разведки».

Электронный вариант издания см.: 
УДК 54(07)

http://catalog.sfu-kras.ru 
ББК 24я73

ISBN 978-5-7638-4420-7 
© Сибирский федеральный
университет, 2020

ОГЛАВЛЕНИЕ

Введение .......................................................................................................5
1. Основные понятия и законы химии ...................................................7
1.1. Основные понятия химии ....................................................................7
1.2. Законы стехиометрии ........................................................................ 12
1.3. Классификация неорганических соединений ................................. 16
2. Современная теория строения атома.  
Периодический закон и Периодическая система  
химических элементов Д. И. Менделеева ........................................... 28
2.1. Квантово-механическая модель строения атома  ............................ 28
2.2. Распределение электронов в многоэлектронных атомах ............... 36
2.3. Периодический закон и Периодическая таблица  
химических элементов Д. И. Менделеева ........................................ 38
2.4. Периодичность свойств атомов элементов и их соединений ........ 44
3. Химическая связь и строение молекул ........................................... 51
3.1. Определение и характеристики химической связи ......................... 51
3.2. Ковалентная связь. Метод валентных связей .................................. 52
3.3. Пространственная структура молекул  ............................................ 57
3.4. Ионная химическая связь .................................................................. 63
3.5. Металлическая связь.......................................................................... 64
3.6. Межмолекулярное взаимодействие .................................................. 66
3.7. Агрегатное состояние вещества ....................................................... 68
4. Основы химической термодинамики .............................................. 72
4.1. Основные понятия химической термодинамики ............................ 72
4.2. Термохимия. Закон Гесса................................................................... 76
4.3. Энтропия ............................................................................................. 81
4.4. Энергия Гиббса и направление химических реакций .................... 85

5. Элементы химической кинетики. Химическое равновесие ....... 90
5.1. Основные понятия химической кинетики ....................................... 90
5.2. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шаталье ............................. 97
6. Растворы. Общая характеристика растворов ............................. 102
6.1. Общая характеристика растворов .................................................. 102
6.2. Способы выражения состава растворов  ....................................... 109
7. Растворы электролитов ................................................................... 112
7.1. Классификация растворов электролитов. Теории растворов ....... 112
7.2. Диссоциация воды. Водородный показатель ................................. 118

Оглавление

7.3. Ионные равновесия в растворах электролитов. Гидролиз солей ... 119
7.4. Гетерогенные ионные равновесия. Произведение  
растворимости .................................................................................. 125
8. Окислительно-восстановительные реакции ............................... 128
8.1. Основные понятия  .......................................................................... 128
8.2. Методы составления окислительно-восстановительных  
реакций  ............................................................................................. 130
8.3. Типы окислительно-восстановительных реакций ........................ 133
8.4. Влияние факторов на протекание  
окислительно-восстановительных реакций................................... 135
8.5. Направление протекания окислительно-восстановительных  
реакций .............................................................................................. 137
9. Электрохимические процессы........................................................ 142
9.1. Основные понятия электрохимических процессов ...................... 142
9.2. Гальванический элемент ................................................................. 145
9.3. Коррозия металлов ........................................................................... 146
9.4. Электролиз как электрохимический процесс ................................ 150
10. Координационные соединения  .................................................... 158
10.1. Основные понятия координационной теории  ............................ 158
10.2. Классификация комплексных соединений .................................. 162
10.3. Изомерия комплексных соединений ............................................ 163
10.4. Номенклатура комплексных соединений ..................................... 164
10.5. Ионное равновесие в растворах комплексных соединений ....... 165
10.6. Пространственное строение комплексов  
по методу валентных связей ......................................................... 168
11. Общая характеристика и химические свойства металлов  
и неметаллов .......................................................................................... 175
11.1. Общая характеристика металлов и неметаллов.  
Физические свойства ..................................................................... 175
11.2. Распространенность металлов и неметаллов в природе.  
Способы их получения .................................................................. 179
11.3. Химические свойства металлов и неметаллов ............................ 184
11.4. Важнейшие соединения неметаллов ............................................ 189
11.5. Важнейшие соединения металлов  ............................................... 204
Заключение ............................................................................................. 217
Библиографический список ................................................................ 218
Приложения ........................................................................................... 219

ВВЕДЕНИЕ

Химия – особая наука. С одной стороны, она фундаментальная, 
а с другой стороны, прикладная наука, поскольку изучает природные 
объекты, использует накопленные знания и сама создает не существующие в природе вещества. Как фундаментальная наука химия открывает 
человечеству новые знания о мире веществ, об их составе, о строении, 
химических свойствах, закономерностях химических превращений. Как 
прикладная наука она создает новые материалы, разрабатывает технологии их производства, технологии добычи и обогащения полезных ископаемых, позволяет делать экологические прогнозы, решая тем самым 
проблемы бытия человека. Поэтому успехи горного дела, металлургии 
тесно связаны с успехами химии, в которой изучаются химические свойства различных веществ, их химические превращения. Глубокое знание 
законов химии и их применение в металлургии, горном деле позволяет 
совершенствовать существующие процессы, осуществлять новые, получая материалы и композиции с заданными свойствами. 
Дисциплина «Химия» призвана дать будущим инженерам знания, 
способствующие формированию у них базовой химической компетенции. Химические дисциплины отражают систему фундаментальных основ химической науки в виде общепринятых терминов (понятие, закон, 
закономерность, принцип, правило, теория), методов научного познания. Химия – это экспериментальная наука, использующая в познании 
объектов, явлений природы как эмпирические (наблюдение, опыт, эксперимент, измерение и т. д.), так и теоретические (гипотеза, моделирование, анализ, синтез, сравнение, обобщение, индукция, дедукция и др.) 
методы научного познания. В основе их находятся интеллектуальные 
умения, позволяющие сравнивать, анализировать, классифицировать, 
обобщать и др., каждое из которых состоит из набора операций, которыми должен владеть любой выпускник вуза. Поэтому на лекциях 
раскрывается алгоритм описания общенаучных терминов, требования 
к выполнению отдельных методов познания. При выполнении тестовых 
заданий, лабораторных работ, индивидуальных заданий, оформлении 
отчетов по лабораторным работам и т. д. эти умения используются и совершенствуются.

Введение

Теоретическая часть учебного пособия «Химия» включает главы 
по основным темам дисциплины.
Первая глава знакомит студентов с основными понятиями и стехиометрическими законами химии, которые лежат в основе металлургических расчетов, и с примерами решения задач в контексте профессиональной деятельности [5, 6].
В последующих главах учебного пособия материал излагается 
в соответствии с рабочей программой дисциплины «Химия», в которой 
представлены основные теории строения вещества и периодичности 
в изменении свойств элементов и их соединений (гл. 2, 3); направления 
химических процессов (гл. 4), их скорости (гл. 5). Рассмотрены свойства растворов, закономерности протекания ионно-обменных (гл. 6, 7), 
окислительно-восстановительных (гл. 8), электрохимических (гл. 9) 
процессов. В учебное пособие включены теоретические вопросы неорганической химии: характеристика процессов комплексообразования 
(гл. 10), общие свойства неметаллов и металлов (гл. 11). В каждой главе выделены базовые понятия, операции и методы, лежащие в основе 
способов деятельности при решении практических задач будущими 
инженерами. В конце каждой главы приведены контрольные вопросы 
и упражнения. 

1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Базовые понятия: атом, молекула, химический элемент, простое вещество, сложное вещество, атомная масса, молекулярная масса, ионы, катионы, 
анионы, количество вещества, эквивалент, фактор эквивалентности, химическая формула, химическое уравнение, основные законы химии: закон сохранения массы и энергии, закон постоянства состава, закон кратных отношений, 
закон Авогадро, закон эквивалентов, закон объемных отношений.
Базовые операции: умение составлять химические формулы веществ, 
уравнения химических реакций; рассчитывать молекулярную массу, количество 
вещества.
Базовые методы: способы химических расчетов по химической формуле веществ, уравнениям химических реакций с применением знаний основных законов химии.

1.1. Основные понятия химии

Атомно-молекулярная теория (М. В. Ломоносов, Дж. Дальтон, 
А. Лавуазье, Ж. Пруст, А. Авогадро, Й. Берцелиус, Д. И. Менделеев, 
А. М. Бутлеров) определила круг основных понятий по отношению 
к веществам, имеющим молекулярное строение. Однако в настоящее 
время известно много веществ немолекулярного строения. Многие 
твердые неорганические вещества – оксиды, соли, минералы (оксиды, 
сульфиды, нитриды, карбиды, гидриды, силициды d-металлов) относят 
к немолекулярным структурам. Они имеют переменный состав, к которым не применимы законы стехиометрии. Для них введено понятие 
«формульная единица», показывающая соотношение атомов в веществе 
(например, оксиды TiO0,7–1,3, FeO1+x, где 0,05 < х < 0,2). Вещества постоянного состава называют дальтониды, а переменного состава – бертоллиды. Однако большинство известных человечеству веществ все-таки 
состоят из молекул, что и сохраняет значение законов стехиометрии.
Вещество – вид материи, которая обладает массой покоя и характеризуется при определенных условиях одинаковыми физическими 
и химическими свойствами. В соответствии с атомно-молекулярным 
учением вещества могут состоять из атомов, молекул, ионов. Основной 
характеристикой вещества является масса.

Химия

Масса m – мера инертности вещества. В качестве системной единицы массы макротел используется килограмм (кг), а также дробная – 
грамм (г) и кратная – тонна (т). 
Атом (от греч. atomos – неделимый) – наименьшая, химически неделимая частица вещества. Вид атомов определяется зарядом его ядра. 
Каждому химическому элементу соответствует совокупность определенных атомов. Атомы одного элемента, имеющие одинаковый заряд 
ядра, могут отличаться по массе, их называют изотопами. Характеристики изотопа записывают возле обозначения элемента: порядковый 
номер записывают слева внизу, а массу изотопа – слева вверху, например 12
6С, 1
1Н.
Относительная атомная масса Аr (индекс r – от relative означает «относительный») элемента выражается в атомных единицах массы 
(а.е.м) и показывает отношение средней масса атомов природных изотопов данного элемента к 1/12 массы изотопа 12
6С (рис. 1.1). Значения 
средних атомных масс элементов приведены в Периодической таблице 
химических элементов Д. И. Менделеева (далее – Периодической таблице). Например, Аr (Na) = 23 (или 23 а.е.м) [7].

Так, атомная масса кислорода равна 16 а.е.м. В обычных условиях 
атомы не способны к самостоятельному состоянию, кроме атомов благородных газов. Взаимодействуя друг с другом, они образуют различные вещества, большинство из которых состоят из молекул.
Молекула (от лат. «molecula», уменьшит. от лат. moles – масса) – 
это стабильная микрочастица вещества, образованная из атомов, способная к самостоятельному существованию и обладающая всеми его 
химическими свойствами. Состав молекул отражается в виде химиче
Рис. 1.1. Определение масс атомов, молекул, ионов 
относительно 1/12 массы изотопа 12С

1. Основные понятия и законы химии

ских формул. Например, одноатомные (С, Na, Ar) и многоатомные (Н2, 
СО2, HNO3) молекулы. 
Относительной молекулярной массой (молекулярной массой Mr) 
вещества называется отношение средней массы молекул его природного изотопного состава к 1/12 массы изотопа. Например, молекулярная 
масса серной кислоты Н2SO4 рассчитывается как сумма атомных масс 
элементов, входящих в состав молекулы (Mr = 1·2 + 32 + 4·16 = 98), равна 98 а.е.м. 
Молекулы и атомы электронейтральны, в химическом процессе 
они могут образовывать ионы. 
Химический элемент (ХЭ) – это совокупность атомов с определенным зарядом ядра. Химические элементы (символы, названия) приведены в Периодической системе и объединены Периодическим законом. 
Заряд ядра атома элемента равен его порядковому номеру в Периодической системе. Формой существования элементов являются простые 
вещества [1].
Простые вещества – это вещества, образованные атомами одного элемента. Они бывают в виде твердого тела (Fe, S), жидкости 
(Hg), газа (O2, Сl2, N2). Некоторые элементы образуют несколько простых веществ – аллотропных модификаций. Так, углерод существует 
в виде графита, алмаза, карбинов, фуллеренов; кислород – в виде О2 
и О3 (озон). 
Сложные вещества образованы атомами разных элементов (Н2О, 
СаСО3). Например, к ним относят кислоты, основания, соли.
Ионами (от греч. «ion» – идущий) называют одно или многоатомные заряженные частицы. Различают простые (K+, Cu2+, Cl–, S2–) и сложные (NH4
+, OH–, SO4
2–) ионы. 
Катионами (от греч. kation – идущий вниз) называют положительно заряженные ионы (K+, Cu2+), анионами (от греч. anion – идущий вверх) – отрицательно заряженные ионы (Cl–, OH–, SO4
2–). Среди 
сложных ионов выделяют комплексные ионы, например [Cu(NH3)4]2+, 
[Au(CN)4]–, которые входят в состав комплексных соединений, например [Cu(NH3)4](ОН)2, К[Au(CN)4]. 
При расчетах в химии принято использовать следующие единицы: единица массы – грамм (г), единица объема – литр (л), практически 
равная 103 м3 = 1 дм3), единица количества – (моль), поскольку любая 

Химия

порция вещества характеризуется массой m, объемом V и количеством 
вещества n.
Моль (от лат. «moles», что означает количество, масса) – количество вещества, которое содержит столько формульных единиц (молекул, 
атомов, ионов, условных частей молекул, электронов и т. д.) этого вещества, сколько атомов содержится в 12 г (0,012 кг) изотопа углерода 12С. 
В расчетах используется выражение

(
)
(
)
,
(
)

m X
n X
Μ X

    (
)
,

m

V
n X
V


где n(Х) – количество вещества Х, моль; m – масса вещества Х, г; М(Х) – 
молярная масса вещества Х, г/моль; Vm – молярный объем вещества Х; 
V – объем, занимаемый веществом Х.
Молярная масса вещества M(Х) – это масса одного моля вещества, 
выраженная в граммах и численно равная молекулярной массе; единица молярной массы – г/моль (может быть и в кг/моль). Так, молярная масса СО2 M(CO2) = 44 г/моль (12 + 2·16 = 44) или 44·10–3 кг/моль, 
Мr(CO2) = 44 а.е.м.
Молярный объем газа Vm – объем одного моля газа, равный отношению объема V к количеству вещества n:

1 

 
(
)
(
)
,
(
)
m X
n X
Μ X

    (
)
,

m

V
n X
V

 

 

,
m
V
V
n

л/моль, м3/кмоль.

Согласно закону А. Авогадро при нормальных условиях (0 °С 
и 1 атм или 273 К и 101,325 кПа) 1 моль или 1 кмоль любого газа занимает объем, равный 22, 4 л (дм3) или 22,4 м3 соответственно.
Часто в химические реакции вступает определенная доля вещества, которая получила название эквивалента. 
Эквивалент Э – это реальная или условная частица, которая способна присоединять (замещать) 1 ион водорода (8 единиц массы кислорода) в реакциях обмена или 1 электрон в окислительно-восстановительных реакциях. Он указывает, какая часть атома или молекулы 
является эквивалентом; фактор эквивалентности fэкв для элементов 
есть величина, обратная валентности, которую проявляет элемент в соединении:

1. Основные понятия и законы химии

1 

 
(
)
(
)
,
(
)
m X
n X
Μ X

    (
)
,

m

V
n X
V

 

 

,
m
V
V
n

 

 

 
экв Э
1 ,
В
f


где В – валентность элемента в соединении. 
Например, магний проявляет в соединениях валентность, равную 2, поэтому фактор эквивалентности магния fэкв (Mg) = 1/2. Для кислорода (О2) fэкв (О2) = 1/2·2 = 1/4 (так как связь в молекуле образуется 
четырьмя электронами). Железо проявляет различную валентность, 
поэтому фактор эквивалентности железа в соединении FeCl2 равен 1/2, 
а в соединении FeCl3 – 1/3.
Для сложных веществ, в частности для кислот, оснований, солей 
фактор эквивалентности может быть рассчитан по формуле 

1 

 
(
)
(
)
,
(
)
m X
n X
Μ X

    (
)
,

m

V
n X
V

 

 

,
m
V
V
n

 

 

 
экв Э
1 ,
В
f

 

 

+
кислоты
основания
соли
Ме
Ме
М
оксид
е
Ме
а
Н
ОН

1
1
1
1
,
, 
,
,
В
В
 
n
n
f
f
n
f
n
f







где nН
+ – число ионов водорода кислоты, участвующих в реакции; nОН
– – 
число гидроксильных групп основания, участвующих в реакции; nMe 
и ВMe – число атомов и валентность металла оксида (соли).
Например, фосфорная кислота H3РO4 содержит три атома водорода, способных переходить в раствор в виде ионов или замещаться на 
металл. Тогда в 1 моле H3РO4 содержится 3 моля её эквивалентов, т. е. 
эквивалент H3РO4 равен 1/3 моля H3РO4 или fэкв (H3РO4) = 1/3. Например, 
в реакциях
H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2 H2O
fэкв (H3РO4) = 1/2;
Sb(OH)3 + 2HCl = Sb(OH)Cl2 + 2H2O
fэкв(Sb(OH)3) = 1/2;
Fe2(SO4)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4
fэкв(Fe2(SO4)3) = 1/6.
Молярная масса эквивалента Мэ рассчитывается по формуле 

Мэ = M · fэкв,

где Мэ – молярная масса эквивалента, г/моль-экв.; М – молярная масса 
вещества, г/моль;  fэкв – фактор эквивалентности.
Например, М(Н2SO4) = 98 г/моль; Мэ(Н2SO4) = 98·1/2 = 49 г/мольэкв; М Al = 27 г/моль; Мэ (Al2O3) = 102·1/6 = 17 г/моль-экв.

Химия

Химия, как и другие естественные науки, характеризуется специфическим химическим языком, который включает совокупность химических знаков, химических формул, химических уравнений, специфических терминов и понятий. Стандартизацией химического языка 
занимается Международный союз теоретической и прикладной химии 
(ИЮПАК), правила которого являются общими во всем мире.
Химический знак используется для обозначения элементов буквами латинского алфавита. Например, «Cl» означает, что элемент называется хлором, атомная масса одного атома 35,5 а.е.м. 
Химическая формула показывает условное описание качественного и количественного состава и строения вещества с помощью химических знаков. Различают следующие виды формул: эмпирические, отражающие качественный и количественный состав (КСl, Al2O3) молекул; 
графические и структурные, отражающие состав и порядок расположения атомов в молекуле. Например структурная формула углекислого газа О=С=О. В структурных формулах указывается валентный угол, 
в электронных показывается распределение электронов внешнего энергетического уровня атомов, входящих в состав молекулы (
. .
. .

H : Cl :, где 
знаком : обозначается обобщенная электронная пара).
Химическая реакция – это процесс превращения одних веществ 
в другие вследствие перераспределения электронов между атомами. 
Сущность химической реакции представляет химическое уравнение, 
которое является её моделью, обобщая в себе информацию о данном 
явлении. Для исследования химических свойств веществ проводят химические опыты.

1.2. Законы стехиометрии

Химические реакции протекают по строгим количественным соотношениям, которые подчиняются стехиометрическим законам (стехиометрия – раздел химии, в котором изучаются количественный состав 
веществ и количественные изменения веществ в химических реакциях). 
Закон – это выражение существенных связей и отношений предметов 
и явлений объективного мира. Законы химии объясняют связи между 
химическими объектами, главная их функция – прогностическая.