Общая химия

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ 

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ АВТОНОМНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ  
ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ  
«НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ «МИСиС» 

 

 
 
 

 

 

 

 
 

 

№ 2086 

Кафедра общей и неорганической химии

О.М. Балашова 
В.Г. Лобанова 
 

Общая химия

 

Учебное пособие 

Рекомендовано редакционно-издательским 
советом университета 

Москва  2013 

УДК 546 
 
Б20 

Р е ц е н з е н т  
канд. хим. наук А.В. Дегтярев 

Балашова, О.М. 
Б20  
Общая химия : учеб. пособие / О.М. Балашова, В.Г. Лобанова. – М. : Изд. Дом МИСиС, 2013. – 73 с. 
ISBN 978-5-87623-675-3 

В пособии рассмотрены такие разделы общей химии, как важнейшие понятия и законы, классы неорганических соединений и их номенклатура, типы 
химических реакций и закономерности их протекания, способы выражения 
концентрации растворов и особенности электролитической диссоциации, 
строение атома, окислительно-восстановительные реакции. В каждом разделе приведены примеры решения типовых задач, предлагаются задачи и упражнения для самостоятельного решения. 
Предназначено для слушателей  подготовительного отделения, а также 
может быть использовано студентами первого курса, испытывающими затруднения в освоении курса общей химии. 
УДК 546 

ISBN 978-5-87623-675-3 
© О.М. Балашова, 
В.Г. Лобанова, 2013 

ОГЛАВЛЕНИЕ 

Предисловие..............................................................................................4 
1. Основные понятия  и законы химии...................................................5 
1.1. Теоретическое введение................................................................5 
1.2. Задачи с решениями ......................................................................8 
1.3. Задачи и упражнения  для самостоятельной работы................10 
2. Классы  неорганических соединений ...............................................12 
2.1. Теоретическое введение..............................................................12 
2.2. Составление формул и номенклатура оксидов,  
оснований, кислот и солей.................................................................14 
2.3. Задачи и упражнения  для самостоятельной работы................17 
3. Химические реакции. Расчеты по уравнениям реакций .................20 
3.1. Теоретическое введение..............................................................20 
3.2. Задачи с решениями ....................................................................22 
3.3. Задачи и упражнения  для самостоятельной работы................25 
4. Основные закономерности протекания химических реакций........28 
4.1. Теоретическое введение..............................................................28 
4.2. Задачи с решениями ....................................................................32 
4.3. Задачи и упражнения  для самостоятельной работы................35 
5. Растворы..............................................................................................38 
5.1. Теоретическое введение..............................................................38 
5.2. Задачи с решениями ....................................................................40 
5.3. Задачи и упражнения  для самостоятельной работы................42 
6. Электролитическая диссоциация ......................................................45 
6.1. Теоретическое  введение.............................................................45 
6.2. Составление молекулярных,  ионных и сокращенных  
ионных  уравнений обменных реакций............................................48 
6.3. Задачи с решениями ....................................................................48 
6.4. Задачи и упражнения  для самостоятельной работы................51 
7. Строение атома  и периодическая система элементов......................53 
7.1. Теоретическое введение..............................................................53 
7.2. Задачи с решениями ....................................................................56 
7.3. Задачи и упражнения  для самостоятельной работы................57 
8. Окислительно-восстановительные реакции.....................................60 
8.1. Теоретическое введение..............................................................60 
8.2. Задачи с решениями ....................................................................65 
8.3.  Задачи и упражнения  для самостоятельной работы...............68 
Приложения ............................................................................................70 

ПРЕДИСЛОВИЕ 

Настоящее пособие предназначено для практических занятий по 
общей химии. Пособие включает восемь глав, охватывающих основные разделы общей химии: важнейшие понятия и законы, классы и 
номенклатура неорганических соединений, закономерности протекания химических реакций, общие свойства растворов и основные закономерности электролитической диссоциации, составление электронных формул элементов, составление уравнений обменных и 
окислительно-восстановительных реакций. 
Каждая глава пособия начинается с небольшого теоретического 
введения, в котором в сжатой форме изложены основные теоретические положения. Затем рассмотрены примеры решения некоторых 
типовых задач и приведены задачи и упражнения для самостоятельной работы учащихся. 
Пособие предназначено для слушателей  подготовительного отделения, а также может быть использовано студентами первого курса, 
испытывающими затруднения в освоении курса общей химии. 

1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ  
И ЗАКОНЫ ХИМИИ 

1.1. Теоретическое введение 

Химия – наука, изучающая свойства, строение и превращения 
веществ. Теоретическую основу современной химии составляет 
атомно-молекулярное учение. 
Атом по-гречески означает «неделимый». Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного 
атомного ядра и отрицательно заряженных электронов, находящихся в атомном пространстве.  
Вид атомов с одинаковым зарядом атомного ядра называется химическим элементом. Каждый элемент имеет свое название и символ. В Периодической таблице Д.И. Менделеева наряду с символами 
элементов располагаются атомные номера элементов и их относительные атомные массы. Атомный номер элемента показывает число 
протонов, находящихся в атомном ядре. Число электронов, занимающих атомное пространство, равно числу протонов. Атомная масса элемента сосредоточена в атомном ядре, которое состоит из протонов и нейтронов. Массы протона и нейтрона, выраженные в атомных единицах массы (а.е.м.), близки к единице; таким образом, атомная масса элемента показывает сумму числа протонов и числа нейтронов в атоме. 
Атомы, соединяясь друг с другом, образуют молекулы – наименьшие частицы химического вещества, обладающие всеми свойствами данного вещества.   
Качественный и количественный состав вещества отражает его 
формула. Например, формула воды – Н2О показывает, что она состоит 
из двух элементов: водорода и кислорода. Количественный состав воды: два атома водорода и один атом кислорода. Состав мела отражает 
формула CaCO3. Это означает, что он состоит из трех элементов: 
кальция, углерода и кислорода в количественном соотношении 1:1:3. 
Атомы и молекулы обладают определенной физической массой. 
Например, масса молекулы воды 2,99·10–23 г, а масса атома водорода 
1,67·10–24 г. Эти массы очень малы, поэтому для практических целей 
пользуются относительной атомной массой и относительной молекулярной массой. 

Относительная атомная масса элемента (Ar) – это отношение 
абсолютной массы  атома данного элемента (mатома) к одной атомной единице массы: 

 
атома
r
а.е.м.

.
m
A
m
=
 

За атомную единицу массы принимают 1/12 часть массы атома 
углерода 12С, что составляет 1,667·10–24 г.  
Относительную молекулярную массу вещества (Mr), можно рассчитать по химической формуле вещества как сумму относительных атомных масс входящих в него элементов, например:  

 
Mr(О2) = 2Ar(O) = 2·16 = 32; 

 
Mr(Н2О) = 2Ar(Н) + Ar(О) = 2·1 + 16 = 18;  

 
Mr(CaCl2) = Ar(Ca) + 2Ar(Cl) = 40 + 2·35,5 = 111. 

Для проведения расчетов по уравнениям реакций в химии применяется единица количества вещества – моль. 
Моль – количество вещества, которое содержит столько же 
структурных единиц (атомов, молекул, ионов и др.), сколько атомов 
содержится в 0,012 кг изотопа углерода 12С. Например, можно рассматривать моль атомов железа Fe или атомов водорода H, моль молекул воды H2O или молекул водорода H2, моль ионов Н+. 
 В 0,012 кг углерода-12 содержится вполне определенное число 
атомов, поэтому и моль любого вещества содержит одно и то же 
число частиц, которое определено с большой точностью и равно 
6,02⋅1023. Это число называется  числом Авогадро и обозначается NA.  
Масса одного моля вещества называется молярной массой (М) и 
имеет размерность г/моль. 
Количество вещества (n) можно определить через массу (m) или 
через число частиц (N): 

 

A

m
N
n
М
N
=
=
. 

Раздел химии, в котором рассматриваются количественные соотношения  между реагирующими веществами, называется стехиометрией. Важнейшие стехиометрические законы приведены ниже. 
Закон сохранения массы  (М.В. Ломоносов, 1748):  масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, 
образующихся в результате реакции. 

Закон постоянства состава веществ (Ж. Пруст, 1799): всякое 
чистое вещество независимо от способа его получения имеет постоянный качественный и количественный состав. 
Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811): в равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число 
молекул. 
Важными являются  и следствия, которые вытекают из закона 
Авогадро. Одно из них позволяет рассчитать количество вещества 
газа через объем: 

 

m

V
n
V
=
, 

где V – объем газа при определенных давлении и температуре, л;  
Vm – объем одного моля газа (молярный объем) при тех же условиях, л/моль.  

Сравнение газообразных веществ принято проводить  при  нормальных условиях: температуре Т0 = 273 К (0 ºС) и давлении 
Р0 = 1,013·105 Па (1 атм или 760 мм рт. ст.). При этих условиях 1 моль 
любого газа (близкого по свойствам к идеальному газу) занимает объем 22,4 л. Для того чтобы привести газ к нормальным условиям, используют уравнение Клапейрона: 

 
0
0

0

PV
PV
T
T
=
,  

где P0,V0,T0 – давление, объем и температура газа при нормальных 
условиях; P, V, T – те же параметры при  других условиях. 

Для определения количества вещества газа, находящегося в объеме V при заданных температуре и давлении,  используют уравнение 
Клапейрона–Менделеева: 

 
PV
nRT
=
,  

где n – количество вещества газа, моль; R – универсальная газовая 
постоянная, равная в единицах СИ 8,31 Дж/(К·моль).  

Выразив  n = m/M, можно рассчитать массу газа m, находящуюся в 
объеме V при определенных температуре Т и давлении Р:  

 
m
PV
RT
M
=
. 

Еще одно следствие позволяет сравнивать  два газа, находящихся 
в одинаковых условиях (температура и давление) и занимающих 
одинаковый объем:  

 
1
1

2
2

i

M
m
D
M
m
=
=
, 

где Di – относительная плотность первого газа по второму; i – индекс, 
указывающий формулу газа, по отношению к которому проведено 
определение; М1 и М2 – молярные массы газов; m1 и m2 – массы газов, занимающие одинаковый объем. В знаменателе стоят молярная масса или масса того газа, относительно которого считается 
плотность. 

Относительная плотность первого газа по второму показывает, во 
сколько раз один газ легче или тяжелее другого. 
Часто возникает необходимость определения содержания отдельного элемента в составе данного вещества, или массовой доли (ω) 
данного элемента в веществе. Массовая доля рассчитывается следующим образом:  

 
элемента

вещества

.
m
m
ω =
 

Если массовую долю выразить в процентах, то получим процентное содержание элемента в веществе. 

1.2. Задачи с решениями 

Пример 1. Массы  меди, железа, и олова составляют  14 г каждого 
металла. Определите число атомов каждого металла в заданной массе. Укажите символы металлов с  максимальным и минимальным 
числом атомов. 

Решение 
Рассчитаем количества вещества каждого металла  в 14 г по формуле 

 
M
m
n =
,  

Cu
14
0,22
64
n
=
=
моль;  
Fe
14
0,25
56
n
=
=
моль; 
Sn
14
0,12
119
n
=
=
моль.