Химия для строителей

УДК 504.06   
 ББК 28.081 
         Э58 
 
 
Рецензент 
канд. с.-х. наук С.Б. Ловинецкая 
(ФГБОУ ВО ОмГАУ им. П.А. Столыпина, г. Омск) 
 
Работа утверждена редакционно-издательским советом СибАДИ в качестве 
учебно-методического пособия. 
 

Э58

Эмралиева, Светлана Анатольевна.
Химия для строителей : учебно-методическое пособие / С.А. Эмралиева. – 
Электрон. дан. – Омск : СибАДИ, 2022. – Режим доступа: http://bek.sibadi.org/MegaPro, 
для авторизованных пользователей. – Загл. с экрана.

 
Предназначено для проведения лабораторных работ обучающимися по дисциплине «
Химия». Составлено в соответствии с рабочей программой дисциплины «Химия» 
для направления подготовки бакалавриата 080301 «Строительство». Содержит 
теоретический материал по 11 темам («Периодический закон и Периодическая система 
элементов»; «Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства 
веществ»; «Виды химической связи»; «Растворы»; «Дисперсные системы, коллоидные 
растворы»; «Неорганические вяжущие вещества»; «Гальванические элементы»; 
«Коррозия металлов»; «Электролиз водных растворов и расплавов солей»; «Химическая 
кинетика и равновесие»; «Энергетика химических процессов»), 8 лабораторных 
работ, вопросы и задания для защиты лабораторных работ, библиографический список 
из 5 источников, восемь приложений. 
Рекомендуется для обучающихся всех форм обучения по направлению подготовки 
бакалавриата 080301 «Строительство».  
Имеет интерактивное оглавление в виде закладок. 
Работа подготовлена на кафедре «Техносферная и экологическая безопасность». 
 
Текстовое издание (1,2 МБ) 
Системные требования: Intel, 3,4 GHz; 150 МБ; Windows XP/Vista/7; DVD-ROM;  
1 ГБ свободного места на жестком диске; программа для чтения pdf-файлов Adobe Acrobat 
Reader; Windows Media Player, колонки 
 
Редактор И.Г. Кузнецова  
Техническая подготовка – А.А. Орловская  
 
Издание первое. Дата подписания к использованию 25.11.2022 
Издательско-полиграфический комплекс СибАДИ.  
644080, г. Омск, пр. Мира, 5. 
РИО ИПК СибАДИ.  
644080, г. Омск, ул. 2-я Поселковая, 1  
 
© ФГБОУ ВО «СибАДИ», 2022 

Согласно 436-ФЗ от 29.12.2010 «О защите 
детей от информации, причиняющей вред их 
здоровью и развитию» данная продукция маркировке 
не подлежит 

ВВЕДЕНИЕ 
 
Дисциплина «Химия» преподается обучающимся на лекциях, а также 
закрепляется на лабораторных занятиях.  
В учебно-методическом пособии в соответствии с рабочей программой 
дисциплины «Химия» для бакалавриата по направлению «Строительство» 
изложен теоретический материал по 11 темам, в том числе: «Периодический 
закон и Периодическая система элементов», «Кислотно-
основные и окислительно-восстановительные свойства веществ», «Виды 
химической связи», «Растворы», «Дисперсные системы, Коллоидные растворы», «
Неорганические вяжущие вещества», «Гальванические элементы», «
Коррозия металлов», «Электролиз водных растворов и расплавов 
солей», «Химическая кинетика и равновесие», «Энергетика химических 
процессов»; методики выполнения 8 лабораторных работ по семи темам 
(«Окислительно-восстановительные реакции», «Гидролиз солей», «Коллоидные 
растворы», «Химический анализ строительных материалов», 
«Изготовление гальванических элементов. Коррозия металлов», «Электролиз 
водных растворов солей», «Химическая кинетика и равновесие»). 
После каждой лабораторной работы приводятся вопросы и задания для ее 
защиты. В приложениях приведен справочный материал, необходимый 
для изучения теоретического материала и выполнения лабораторных работ. 


В процессе выполнения лабораторных работ обучающиеся должны 

наблюдать за ходом эксперимента, отмечать все его особенности. При 
оформлении отчета по лабораторной работе обучающемуся необходимо 
придерживаться следующей последовательности: 

- название лабораторной работы; 
- цель работы; 
- краткие теоретические сведения, касающиеся данной работы,  

протекающие химические реакции; 

- результаты опытов, сведенные в предложенные таблицы; 
- выводы по работе. 
 
 
 

1. 
РЕАКЦИОННАЯ СПОСОБНОСТЬ ВЕЩЕСТВ 
 
1.1. Периодический закон и Периодическая система элементов 
 
Между положением элемента в Периодической системе и строением 
атома этого элемента существует взаимно-однозначное соответствие, т.е. 
координаты элемента в Периодической системе определяют строение 
атома, и наоборот, по строению атома можно определить его положение в 
Периодической системе [1, 2].  
Для каждого элемента в Периодической системе существуют пять характеристик: 
порядковый номер Z, атомная масса А, номер периода, номер 
группы и подгруппа (главная или побочная) (прил. 1). С точки зрения 
строения атома порядковый номер показывает число протонов в ядре. 
Атомная масса даёт сумму масс всех частиц атома: протонов, нейтронов и 
электронов. Учитывая, что масса электрона мала по сравнению с массой 
протона и нейтрона, округлённо можно определять атомную массу как 
сумму масс протонов и нейтронов. Отсюда легко найти число нейтронов в 
ядре как разность атомной массы и числа протонов: А – Z. Атом электро-
нейтрален, поэтому число электронов в электронной оболочке равно числу 
протонов в ядре, т.е. порядковому номеру элемента Z. 
Номер периода показывает число энергетических электронных уровней 
в атоме. Номер группы показывает общее число «валентных» электронов, 
т.е. электронов, которые могут принимать участие в образовании 
химических связей. Положение элемента в подгруппе (главной или побочной) 
определяется распределением «валентных» электронов: если элемент 
расположен в главной подгруппе, то все его валентные электроны 
находятся на последнем энергетическом электронном уровне, а все 
предыдущие уровни заполнены. Если элемент расположен в побочной 
подгруппе, то все остальные валентные электроны находятся на предпоследнем 
энергетическом  уровне.  
Существует форма записи энергетических состояний электронов в 
атоме, которая называется электронной формулой. В ней главное квантовое 
число n  обозначается цифрой (1, 2, 3, 4,…), орбитальное l – буквой  
(s-, p-, d-, f-), а число электронов на каждом подуровне показывается индексом 
вверху. Например, электронная формула атома азота 1s22s22p3. 
Электронную формулу изображают как распределение электронов по 
энергетическим ячейкам или атомным орбиталям.  
Атомной орбиталью называется совокупность энергетических состояний 
электронов, характеризующихся определённым набором трёх  

квантовых чисел: главного, орбитального и магнитного: n, l, ml. Атомная 
орбиталь, или квантовая ячейка, обозначается в виде прямоугольника, а 
электроны в этих ячейках обозначаются стрелками. В каждой квантовой 
ячейке может быть не более двух электронов с противоположными спинами:         . 

Согласно правилу Хунда, орбитали данного подуровня заполняются 
сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму 
электрону с противоположными спинами. 
Основным, или нормальным, состоянием атома называется состояние, 
отвечающее минимальному запасу энергии, т.е. электроны занимают 
энергетические состояния с меньшей энергией. При затрате энергии 
(например, при воздействии светового излучения) электроны могут переходить 
в пределах одного энергетического уровня на более высокий энергетический 
подуровень. Атом переходит в «возбуждённое» состояние. 
В основе последовательности заполнения многоэлектронного атома 
лежит принцип наименьшей энергии, согласно которому в первую очередь 
заполняются орбитали с минимальным уровнем энергии. Реализация 
этого принципа осуществляется на основе правил Клечковского. Согласно 
первому правилу, атомные орбитали заполняются электронами в порядке 
увеличения суммы (n + l); согласно второму, при равенстве суммы (n + l) 
для различных энергетических уровней в первую очередь заполняются 
орбитали, имеющие меньшее значение главного квантового числа n. 
Номер группы для элементов главных подгрупп указывает на число 
электронов на внешнем энергетическом уровне и на высшую положительную 
степень окисления. Для элементов побочных подгрупп номер группы 
указывает только на высшую положительную степень окисления, число 
же электронов на внешнем энергетическом уровне может быть 1 или 2. 
Все элементы в Периодической системе делятся на электронные семейства: 
s-элементы, p-элементы, d-элементы, f-элементы. 
Строение внешних электронных уровней определяет формы и свойства 
его соединений. Еще один пример: для атома № 22 титан имеет электронную 
формулу 1s22s22p63s23p64s23d2, это d-элемент. Он обладает всего 
четырьмя валентными электронами, поэтому его высшая степень окисления +
4. Оксид, отвечающий этой степени окисления, – TiO2 – имеет амфотерный 
характер (с преобладанием основных свойств), поэтому соответствующий 
ему гидроксид может быть записан в двух формах: Ti(OH)4 или 
H2TiO3, соответственно он образует соли при взаимодействии как с кислотами, 
так и со щелочами. 

↑↓

Низшая степень окисления Ti (как у большинства d-элементов) +2. 
Оксид TiО имеет основный характер, гидроксид Ti(OH)2 образует соли 
только с кислотами, например, TiSO4 или TiCl2.  
Свойства элементов, определяемые строением внешних электронных 
слоев атомов, закономерно изменяются по периодам и группам Периодической 
системы. При этом сходство электронных структур порождает 
сходство свойств элементов-аналогов, но не тождественность этих 
свойств. Поэтому при переходе от одного элемента к другому в группах и 
подгруппах наблюдается не простое повторение свойств, а их закономерное 
изменение. В частности, химическое поведение атомов элементов 
проявляется в их способности терять и приобретать электроны, т.е. в их 
способности к окислению и восстановлению.  
Количественной мерой способности атома терять электроны является 
энергия ионизации I, а мерой способности их приобретать – энергия сродства 
к электрону Е (прил. 2). Характер изменения этих величин при переходе 
от одного периода к другому повторяется, причем в основе этих изменений 
лежит изменение электронной конфигурации атома. Так, завершенные 
электронные слои, соответствующие атомам инертных газов, обнаруживают 
повышенную устойчивость и повышенное значение потенциалов 
ионизации в пределах периода. В то же время наименьшими  
значениями энергии ионизации обладают s-элементы первой группы 
(Li, Na, K, Rb, Cs). 
Электроотрицательность χ  является мерой способности атома данного 
элемента оттягивать на себя электроны по сравнению с атомами других 
элементов в соединении. Согласно одному из определений, электроотрицательность 
атома может быть рассчитана как полусумма его энергии 
ионизации и сродства к электрону. 
В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности 
элемента, а в подгруппах – ее снижение. Наименьшими значениями 
электроотрицательности обладают s-элементы I группы, а наибольшими – 
р-элементы VII группы. 
Если в Периодической таблице элементов Д.И. Менделеева провести 
диагональ от бериллия к астату, то слева внизу по диагонали будут 
находиться элементы-металлы (к ним же относятся элементы побочных 
подгрупп), 
а 
справа 
вверху 
– 
элементы-неметаллы. 
Элементы, 
расположенные вблизи диагонали (Be, Al, Ge, Sb, Po), обладают 
двойственным характером.  
К элементам-металлам относятся s-элементы I и II групп, все d- и 
 f-элементы, а также p-элементы главных подгрупп: III (кроме бора), 
IV (Ge, Sn, Pb), V (Sb, Bi) и VI (Po). Наиболее типичные элементы – 
металлы – расположены в начале периодов (начиная со второго). 

1.2.  Кислотно-основные и окислительно- 
восстановительные свойства веществ 
 
Максимальная степень окисления элемента совпадает с номером 
группы. Характер образуемых оксидов и гидроксидов зависит от степени 
окисления элемента. Оксиды и гидроксиды, в которых элемент проявляет 
степень окисления +1 или +2, – основные; >+3, – кислотные; +2, +3, +4, – 
амфотерные (BeO, ZnO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO, PbO2, Cr2O3, Fe2O3, TiO2). 
Чем выше степень окисления элемента, тем ярче выражены кислотные 
свойства оксидов и гидроксидов. В пределах одной группы сила кислоты 
ослабевает сверху вниз. Например, HNO3 – сильная кислота, H3PO4 –  
кислота средней силы, H3AsO4 – слабая кислота. 
Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, 
называются окислительно-восстановительными (ОВР) [1, 2, 3]. 
Окисление - восстановление – единый взаимосвязанный процесс. 
Окисление – процесс отдачи ē, сопровождающийся повышением степени 
окисления.  
Восстановление – процесс присоединения ē, сопровождающийся понижением 
степени окисления. 
Окислитель – элемент, присоединяющий ē (понижающий степень 
окисления).  
Важнейшими окислителями являются: галогены; KMnO4; K2MnO4; 
K2Cr2O7; O2; H2O2; H2SO4(конц.); HNO3(конц., разб.). 
Восстановитель – элемент, отдающий ē (повышающий степень окисления).  

Важнейшими восстановителями являются: атомы металлов; H2; C; 
CO; H2S; SO2; H2SO3; HI; HBr; HCl; SnCl2; CrCl3; MnSO4; NH3; H3PO3; NO. 
Классификация ОВР: 
1. Межмолекулярные – реакции, в которых окислитель и восстановитель 
находятся в разных веществах: 
3 Cu0 + 8 HN+5O3(P) = 3 Cu+2(NO3)2 + 2 N+2O + 4 H2O. 
Cu0 – 2ē = Cu2+  
3 
окисление, в-ль 
N5+ + 3ē = N2+  
2 
восстан-ие, о-ль 
 
2. Внутримолекулярные – реакции, в которых окислитель и восстановитель 
находятся в составе одного вещества: 
 
2KCl+5O3 = 2KCl- + 3O2
0. 
Cl5+ + 6ē = Cl- 
2 
восстан-ие, о-ль 
2O2- – 4ē = O2
0 
3 
окисление, в-ль 

3. Реакции диспропорционирования – реакции, в которых окислителем 
и восстановителем является атом одного и того же элемента: 
 
3K2Mn+6O4 + 2 H2O = 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4 KOH. 
Mn6+ – 1ē = Mn7+ 
2 
окисление, в-ль 
Mn6+ + 2ē = Mn4+ 
1 
восстан-ие, о-ль 
 
Окислительно-восстановительная двойственность. Если элемент 
находится в высшей степени окисления, то в результате реакции он должен 
ее понизить, т.е. будет являться окислителем, и наоборот. Однако 
большинство элементов с переменной степенью окисления могут проявлять 
себя в химических реакциях и как окислители, и как восстановители.  
Например,  
1) сера обладает двойственными свойствами: 
 
S0 + Zn0 = Zn+2S-2. 
 
S0 + 2ē = S2- 
 
1 
в-е, о-ль 
Zn0 – 2ē = Zn2+  
1 
о-е, в-ль 
сера – окислитель 
 
S0 + O2
0 = S+4O-2
2. 
S0 – 4ē = S4+ 
 
1 
о-е, в-ль 
O2
0 + 4ē = 2 O2-  
1 
в-е, о-ль 
 
 
сера – восстановитель 
2) Н2О2 обладает двойственными свойствами: 
 
I2
0 + 5 Н2О2
-1 = 2 HI+5O3 + 4 H2O-2. 
I2
0 – 10ē = 2 I5+  
   1 
о-е, в-ль 
O2
1- + 2ē = 2 O2- 
5 
в-е, о-ль 
Н2О2 – окислитель. 
HCl+5O3 + 3 H2O2
- = HCl- + 3 O2
0 + 3 H2O. 
Cl5+ + 6ē = Cl- 
 
   1 
 
в-е, о-ль 
O2
1- – 2ē = O2
0 
3 
 
о-е, в-ль 
Н2О2 – восстановитель. 
 
Условия протекания ОВР: 
1. Сила окислителя и восстановителя. 
HCl – слабый окислитель;  
HNO3 – сильный окислитель. 
 

2 HCl + Fe = FeCl2 + H2; 
4 HNO3 + Fe = Fe+3(NO3)3 + NO + 2 H2O. 
 
2. Концентрация веществ. 
Если   
H2SO4(K) , то образуется  
SO2; 
HNO3(K) 
 
→  
 
NO2; 
HNO3(P)  
 
→  
 
NO; 
H2SO4(P) + Zn = ZnSO4 + H2; 
2 H2SO4(K) + Zn = ZnSO4 + SO2 + 2 H2O. 
 
3. Температура. Например, холодная концентрированная серная кислота 
с железом не реагирует, а при нагревании реакция протекает. 
 
H2SO4(К) + Fe ≠; 
 
 
 
 
 
     t0 
6 H2S+6O4 + 2 Fe0 = Fe+3
2(SO4)3 + 3 S+4O2 + 6 H2O. 
 
S6+ + 2ē = S4+ 
3 
в-е, о-ль 
Fe0 – 3ē = Fe3+ 
2 
о-е, в-ль 
 
4. Среда раствора: 
а) В кислой среде элементы с высшей положительной степенью 
окисления восстанавливаются до элементов с низшей положительной степенью 
окисления, а в щелочной среде наоборот: 
 
в кислоте H+ 
Э+max         
            Э+min; 
   в щелочи OH- 
H+ 
Cr6+        
 
             
Cr 3+; 
 OH- 
H+ 
Mn7+         
            Mn 2+; 
  OH- 
H+ 
Fe3+        
 
             
Fe 2+. 
        OH- 
 
б) В кислой среде отрицательно заряженные ионы окисляются до 
нейтральных атомов, а в щелочной среде, наоборот, нейтральный атом 
восстанавливается до отрицательно заряженных ионов. 
 

в кислоте H+ 
Э-         
             
Э0; 
                в щелочи OH- 
 H+ 
S2-         
             
S0; 
                OH- 
 H+ 
2Cl-         
             
Cl2
0. 
                OH- 
 
в) В присутствии сильных окислителей (HNO3) отрицательно заряженные 
ионы и нейтральные атомы окисляются до ионов с max положительной 
степенью окисления. 
 
HNO3 
Э-         
             
Э+max; 
Э0         
             
Э+max; 
S2- – 8ē → S6+; 
S0 – 6ē → S6+. 
 
г) В зависимости от среды раствора марганец может изменять степень 
окисления по следующей схеме: 
 
 
 
 
 
 
Mn2+ – в кислой среде (MnSO4); 
Mn7+  
 
Mn4+  – в нейтральной среде (MnO2); 
 
 
 
 
 
 
Mn6+ – в щелочной среде (K2MnO4). 
5. Если элемент проявляет две характерные для него степени окисления, 
то независимо от среды раствора соединения с низшей степенью 
окисления переходят в соединения с высшей степенью окисления по схеме 
HNO2 → HNO3; 
NaNO2 → NaNO3; 
H2SO3 → H2SO4; 
Na2SO3 → Na2SO4; 
H3PO3 → H3PO4; 
Na3PO3 → Na3PO4; 
   FeSO4 → Fe2(SO4)3; 
FeCl2 → FeCl3; 
SnCl2 → SnCl4; 
H3AsO3 → H3AsO4; 
Na3AsO3 → Na3AsO4. 
 

Порядок расстановки коэффициентов: 
1. Определить степень окисления всех элементов. 
2. Найти элементы, изменяющие степень окисления. 
3. Составить электронные уравнения реакции. Указать окислитель и 
восстановитель. 
4. Уравнять количество отданных и принятых электронов. 
5. Расставить найденные коэффициенты в правую и левую части 
уравнения перед формулами веществ с элементами, изменившими степени 
окисления. 
6. Уравнять металлы и кислотные остатки. 
7. Уравнять водород и проверить правильность расстановки коэффициентов 
по кислороду. 
 
 
Лабораторная работа № 1 
 
Окислительно-восстановительные реакции 
 
Цель работы: изучить протекание окислительно-восстановительных 
реакций. 
 
Опыт 1. Изменение степени окисления марганца в зависимости от 
среды раствора.   
В три пробирки налейте по 1…2 см3 раствора перманганата калия 
KMnO4. В одну пробирку добавьте немного 2 н. раствора H2SO4 (кислая 
среда), в другую – 2 н. раствора щелочи NaOH (щелочная среда), а в третью – 
немного воды (нейтральная среда). Содержимое всех трех пробирок 
хорошо взболтайте и в каждую добавьте по 1…2 см3 раствора Na2SO3. 
Наблюдайте за происходящими явлениями, запишите в табл. 1. Отметьте 
изменение цвета раствора. Как в зависимости от среды раствора изменяется 
степень окисления иона марганца Mn7+? Напишите уравнения реакций, расставьте 
коэффициенты, укажите окислитель и восстановитель.  
 
1. KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 →  К2SO4  + Na2SO4 + MnSO4 + H2О; 
2. KMnO4 + Na2SO3 + NaOH  → Na2SO4 + H2О + K2MnO4 + Na 2MnO4; 
3. KMnO4 + Na2SO3 + H2О → КOH + Na2SO4 + MnO2.