100 баллов по химии. Теория и практика. Задачи и упражнения

баллов
по химии

Теория и практика
Задачи и упражнения

Москва
Лаборатория знаний
2021

Под редакцией профессора РАН,
доктора химических наук
В. В. Негребецкого

Электронное издание

ХИМИЯ

УДК 54 (076)
ББК 24я721
Б43

А в т о р ы:
И. Ю. Белавин, Е. А. Бесова, Н. А. Калашникова,
В. В. Негребецкий, Н. С. Семенова, В. П. Сергеева

Б43
100 баллов по химии. Теория и практика. Задачи
и
упражнения
:
учебное
пособие
/
И. Ю. Белавин
[и др.] ; под ред. В. В. Негребецкого. — Электрон. изд. —
М.
:
Лаборатория
знаний,
2021. — 483 с. — Систем.
требования:
Adobe
Reader
XI
;
экран 10". — Загл.
с титул. экрана. — Текст : электронный.
ISBN 978-5-00101-412-6
В пособии, подготовленном сотрудниками кафедры химии
РНИМУ
им. Н. И. Пирогова,
ведущего
медицинского
вуза
страны, рассмотрены все разделы школьного курса химии.
Каждый раздел состоит из теоретического введения, типовых
задач и примеров их решения, в комплексе позволяющих
повысить уровень своих знаний в области химии и получить
высокий
балл
на
выпускном
экзамене
для
поступления
на химические, биологические и медицинские факультеты
вузов.
Книга
ориентирована
на
учащихся
старших
классов
общеобразовательных
и
специализированных
школ,
лицеев, гимназий, поступающих в вузы, студентов колледжей,
слушателей химических школ и подготовительных курсов,
а также преподавателей химии для подготовки учащихся
к сдаче ЕГЭ и участию в олимпиадах по химии.
УДК 54 (076)
ББК 24я721

Деривативное издание на основе печатного аналога: 100 баллов по химии. Теория и практика. Задачи и упражнения :
учебное пособие / И. Ю. Белавин [и др.] ; под ред. В. В. Негребецкого. — М. : Лаборатория знаний, 2021. — 480 с. : ил. —
ISBN 978-5-00101-319-8.

В соответствии со ст. 1299 и 1301 ГК РФ при устранении ограничений,
установленных
техническими
средствами
защиты
авторских
прав,
правообладатель вправе требовать от нарушителя возмещения убытков или
выплаты компенсации

ISBN 978-5-00101-412-6
© Лаборатория знаний, 2021

ПРЕДИСЛОВИЕ

Предлагаемый вашему вниманию комплект пособий подготовлен высококвалифицированными специалистами, сотрудниками кафедры химии
Российского национального исследовательского медицинского университета (РНИМУ) им. Н. И. Пирогова, профессорами, доцентами и старшими преподавателями, имеющими многолетний опыт преподавания химии
учащимся
медико-биологических
классов
лицеев,
ассоциированных
с РНИМУ, а также подготовки и проведения вступительных экзаменов по
химии. Данное издание основано на вышедшем в 2018 г. и к настоящему
времени выдержавшим четыре переиздания однотомнике «100 баллов
по химии. Полный курс для поступающих в вузы», которое получило
заслуженное признание у читателей.
При
подготовке
пособия
авторы
старались
дать
в
максимально
доступной для восприятия форме полный объем материала по химии,
изучаемого в средней школе, дополнив его современными теоретическими воззрениями.
Пособие
состоит
из
четырех
частей:
часть
I — «Общая
химия»;
часть
II — «Химия
элементов»;
часть
III — «Органическая
химия»;
в части IV приведены необходимые материалы для усвоения материала (Периодическая таблица химических элементов Д. И. Менделеева,
таблица растворимости кислот, солей и оснований в воде, краткие
сведения о важнейших природных соединениях и основных химических
производствах, таблицы с качественными реакциями на ионы и на
органические вещества).
Каждая тема пособия начинается с краткого теоретического введения,
затем приводятся примеры решения как типовых задач, так и задач
повышенной сложности, ориентированных на подготовку к олимпиадам
различного уровня сложности. Далее предлагаются задания (задачи
и упражнения) для самостоятельного решения обучающимися. Для
заданий, требующих вычислений, приведены ответы.
Настоящее издание пособия существенно переработано по сравнению
с предыдущим. Расширена теоретическая часть, увеличено число задач
для самостоятельного решения. Задания ЕГЭ выделены в отдельный
сборник, издаваемый одновременно с настоящим пособием, они также
значительно расширены и дополнены. В дополнение готовится к печати
издание известного многим преподавателям и репетиторам обновленного
задачника
И. Ю. Белавина,
в
котором
разбираются
задачи
базового
и олимпиадного уровней сложности.
Книга
предназначена
поступающим
в
вузы,
учащимся
старших
классов общеобразовательных и специализированных школ, лицеев,
гимназий, студентам колледжей, слушателям и курсантам химических
школ и подготовительных курсов, а также преподавателям химии для
подготовки учащихся к сдаче ЕГЭ, письменного или устного экзамена
и участию в олимпиадах по химии.
Компактный формат книги позволяет рекомендовать ее студентам
первых
курсов
вузов
для
совершенствования
базовых
знаний
по
школьному курсу химии.
Авторы выражают признательность всем своим коллегам, сотрудникам кафедры химии РНИМУ им. Н. И. Пирогова за помощь в подготовке
издания. Замечания и предложения для дальнейшей переработки книги
можно направлять на адрес: negrebetsky1@rsmu.ru.

ОБ АВТОРАХ

Негребецкий Вадим Витальевич — профессор РАН, доктор химических
наук, заведующий кафедрой химии, заведующий отделом медицинской химии и токсикологии НИИ трансляционной медицины Российского
национального
исследовательского медицинского
университета
им.
Н. И. Пирогова.
Лауреат
Государственной
премии
Российской
Федерации, лауреат премии Европейской академии.
Белавин Иван Юрьевич — кандидат химических наук, доцент, профессор кафедры химии Российского национального исследовательского
медицинского университета им. Н. И. Пирогова. Автор научного открытия «Явление элементотропной таутомерии в кето-енольных системах».
Бесова Елена Александровна — кандидат химических наук, доцент
кафедры химии Российского национального исследовательского медицинского университета им. Н. И. Пирогова.
Калашникова
Наталия
Андреевна — кандидат
химических
наук,
доцент кафедры химии Российского национального исследовательского
медицинского университета им. Н. И. Пирогова.
Семенова Наталья Сергеевна — кандидат химических наук, доцент
кафедры химии Российского национального исследовательского медицинского университета им. Н. И. Пирогова.
Сергеева
Валентина
Петровна — старший
преподаватель
кафедры
химии Российского национального исследовательского медицинского
университета им. Н. И. Пирогова.

ЧАСТЬ I

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Глава 1
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

1.1.
Основные положения атомно-молекулярного
учения

Современное состояние атомно-молекулярного учения кратко может
быть суммировано в следующих тезисах:
1. Все вещества состоят из атомов. Атомы одного вида отличаются
от атомов другого вида массой и свойствами.
2. Атомы
могут
объединяться
в молекулы.
Атомы
и
молекулы
находятся в непрерывном движении, скорость которого возрастает
с ростом температуры.
3. Существуют вещества с молекулярным и немолекулярным строением.
4. У веществ с молекулярным строением в твердом состоянии в узлах
кристаллической решетки находятся молекулы (например, Н2О,
С6Н12О6).
5. У веществ с немолекулярным строением в твердом состоянии
в узлах кристаллической решетки находятся атомы или ионы
(например, алмаз, металлы, NaCl).
6. Молекулы отделены друг от друга; степень удаленности зависит
от агрегатного состояния вещества и от температуры.
7. Между молекулами существуют силы притяжения и отталкивания.
8. При физических явлениях молекулы сохраняются, при химических явлениях, как правило, разрушаются или изменяются.
Атом — мельчайшая химически неделимая частица вещества;
он
состоит
из
положительно
заряженного
ядра
и
отрицательно
заряженных электронов. Ядро состоит из положительно заряженных
нуклонов (протонов) и не имеющих электрический заряд нуклонов
(нейтронов). Заряд протона равен заряду электрона, но противоположен ему по знаку. Масса протона приблизительно равна массе
нейтрона, а масса электрона составляет приблизительно
1

2000
от
массы протона.
Химический
элемент — совокупность
атомов
с
одинаковым
зарядом ядра. Каждый элемент имеет свой символ. Атомный номер
элемента (номер элемента в Периодической системе) равен числу
протонов в ядре атома этого элемента.
Изотопы — разновидности атомов одного элемента, различающиеся числом нейтронов в ядре и, следовательно, массой.
Массовое число изотопа — сумма числа протонов и нейтронов
в ядре:
A = Z + N,
где A — массовое число; Z — число протонов; N — число нейтронов.
Например, 35
17Cl — изотоп хлора с массовым числом 35, число протонов
у него равно 17, число нейтронов 35 − 17 = 18.

1.1. Основные положения атомно-молекулярного учения
7

Водород — единственный элемент в Периодической системе химических
элементов,
изотопы
которого
имеют
свое
название
и
обозначение: 1
1H (H) — протий; 2
1H (D) — дейтерий; 3
1H (T) — тритий.
Если элемент представляет собой смесь изотопов, то атомная масса
элемента равна среднему значению масс всех его природных изотопов
с учетом их распространенности. Так, природный хлор состоит на
75% из изотопов 35Cl и на 25% из изотопов 37Cl. Его относительную
атомную массу можно рассчитать следующим образом:
Ar = 0,75 · 35 + 0,25 · 37 = 35,5.
Изобары — атомы разных элементов, имеющие одинаковые массовые числа, а следовательно, разное число протонов и нейтронов
в ядре, например 14N и 14C.
Молекула — мельчайшая электронейтральная частица вещества,
сохраняющая его состав и химические свойства.
Молекула простого вещества (гомоядерная молекула) состоит
из атомов одного химического элемента (H2, P4). Простые вещества
считают формой существования химических элементов в свободном
виде.
Один
и
тот
же химический
элемент
может
образовывать
несколько простых
веществ (явление аллотропия), являющихся аллотропными модификациями. Аллотропия может быть
обусловлена либо различным составом молекул (O2
и O3), либо
различным
типом
кристаллической
решетки
(алмаз
и
графит).
Аллотропные
модификации
различаются
по
своим
физическим
свойствам и химической активности и могут переходить друг в друга.
Простых веществ больше, чем химических элементов. Молекула
сложного вещества состоит из атомов разных элементов (H2O,
CH3COOH).
Ион — частица, состоящая из одного или нескольких атомов,
имеющая электрический заряд. Положительно заряженные ионы —
катионы, отрицательно заряженные — анионы. Существуют также диполярные ионы — электронейтральные частицы, в которых
отрицательный и положительные заряды компенсируют друг друга
(+NH3CH2COO−).
Количество вещества (n) — физическая величина, характеризующая количество однотипных структурных единиц, содержащихся
в веществе.
Моль — единица измерения количества вещества. Моль содержит
столько же структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов,
формульных единиц и др.), сколько атомов углерода содержится
в
0,012 кг
изотопа
углерода
12C.
Это
число
равно
6,02 · 1023
и называется числом Авогадро (NA).
Атомная
единица массы
(а. е. м.
или
дальтон — Да) —
1
12 массы атома изотопа углерода 12C.

1 а. е. м. = 1,66 · 10−27 кг.
Относительная атомная масса (Ar) — масса атома в а. е. м.,
равная отношению средней массы атома естественного изотопного
состава данного элемента к атомной единице массы.

Глава 1. Основные понятия и законы химии

Относительная молекулярная масса (Mr) — масса молекулы
в
а. е. м.,
равная
отношению
средней
массы
молекулы
данного
вещества к атомной единице массы.
Молярная масса (M, г/моль) — масса 1 моль вещества, выраженная в граммах. M численно равна Ar или Mr.
Закон постоянства состава вещества (Ж. Пруст): всякое
химически чистое вещество молекулярного строения имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от способа
его получения. Для веществ немолекулярного строения возможны
незначительные отклонения от этого закона.
Закон сохранения массы (Ломоносов—Лавуазье): масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ,
образовавшихся в этой реакции.
Закон Авогадро: равные объемы различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержат одинаковое число
молекул.

Следствия из закона Авогадро
1. Один моль любого газа занимает одинаковый объем при одинаковых условиях. Этот объем называется молярным объемом (VM).
При нормальных условиях (0 ◦C = 273 K, 101,325 кПа = 1 атм)
VM = 22,4 л/моль. Молярный объем при условиях, отличающихся
от нормальных, можно вычислить по уравнению Менделеева—
Клапейрона:
p · V = n · R · T,
где
R — универсальная
газовая
постоянная,
равная
8,31 Дж/(моль · K).
2. Молярная масса любого газа при нормальных условиях может
быть рассчитана по формуле
M = ρ · 22,4.
Здесь ρ — абсолютная плотность газа при нормальных условиях (г/л).
3. Отношение абсолютных плотностей двух газов называется относительной плотностью (D) первого газа (1) по второму (2) и равно
отношению их молярных масс (M):

D2(1) = M1

M2 .

Например, для данного газа

DН2(газа) = M(газа)

M(Н2) ;

M(газа) = DН2(газа) · 2 = DN2(газа) · 28 =
= DO2(газа) · 32 = Dвозд.(газа) · 29.

Запишем основные расчетные соотношения, используемые при
решении задач:
m = n · M [г];
n = m

M [моль];
M = m

n [г/моль].

NA = 6,023 · 1023 [моль−1];
N (число частиц) = n · NA.

1.1. Основные положения атомно-молекулярного учения
9

m(атома или молекулы) = M/NA.
n(элемента в веществе) = n(вещества) · индекс элемента.

Примеры решения задач
Пример 1. Плотность газа при н. у. составляет 3,615 г/л. Определите
молярную массу газа и его относительную плотность по
водороду и по воздуху.
Решение: Находим молярную массу газа:
M(газа) = ρ(н. у.) · 22,4 = 3,615 · 22,4 = 81 г/моль.
Находим плотность по водороду и по воздуху:

DH2(газа) = M(газа)

MН2
= 81

2 = 40,5;

Dвозд.(газа) = M(газа)

M(возд.) = 81

29 = 2,71.

Пример 2. Какое количество вещества магния и сколько атомов магния
содержится в образце чистого магния массой 6 г? Какова
масса одного атома магния?
Решение:
n(Mg) = m

M = 6

24 = 0,25 моль;

N(атомов Mg) = nNA = 0,25 · 6,023 · 1023 = 1,506 · 1023 атомов;
m(атома Mg) = M

NA =
24

6,023 · 1023 = 3,985 · 10−23 г*).

Пример 3. Какие количества вещества сульфата натрия, атомов натрия,
атомов серы и атомов кислорода содержатся в 71 г сульфата
натрия?
Решение:
M(Na2SO4) = 2 · M(Na) + M(S) + 4 · M(O) = 2 · 23 + 32 + 4 · 16 =
= 142 г/моль.
n(Na2SO4) = m

M = 71

142 = 0,5 моль.

1 моль Na2SO4 содержит 2 моль атомов натрия, 1 моль атомов
серы и 4 моль атомов кислорода, следовательно:
n(Na) = 2 · n(Na2SO4) = 2 · 0,5 = 1 моль;
n(S) = n(Na2SO4) = 0,5 моль;
n(O) = 4 · n(Na2SO4) = 4 · 0,5 = 2 моль.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

1. Рассчитайте количества вещества и массу сульфата железа(II) и воды
в 222,4 г железного купороса (FeSO4 · 7H2O).
Ответ. 0,8 моль, 5,6 моль; 121,6 г, 100,8 г.

*) Примечание: расчеты рекомендуется производить с точностью, по меньшей
мере,
до
трех
значащих
цифр.
В
тех
случаях,
когда
в
условии
задачи
исходные числовые данные приведены с большей точностью, лучше придерживаться такой же точности, что и в условии задачи. При округлении
придерживаются правила: если следующая значащая цифра меньше пяти, то
ее отбрасывают, а если больше, то предыдущую увеличивают на единицу.
Примеры: 0,32653 ≈ 0,327; 0,04741 ≈ 0,0474.

Глава 1. Основные понятия и законы химии

2. Масса 0,15 моль кристаллической серы (S (кр)) равна 38,4 г. Определите массу одной молекулы и число атомов в одной молекуле
S (кр).
Ответ. 4,25 · 10−22 г; 8 атомов.
3. Рассчитайте массу 26,88 л (н. у.) кислорода (O2).
Ответ. 38,4 г.
4. Вычислите, какой объем при н. у. занимает:
а) 0,5 моль водорода;
б) 0,25 моль гелия;
в) 0,5 кмоль хлора;
г) 100 ммоль кислорода.
Ответ. а) 11,2 л; б) 5,6 л; в) 11 200 л; г) 2,24 л.
5. Рассчитайте объем при н. у.:
а) 1 кг водорода;
б) 11 г углекислого
газа;
в) 3,01 · 1023 молекул метана.
Ответ. а) 11200 л; б) 5,6 л; в) 11,2 л.
6. Определите молярную массу газов, если:
а) масса 1 л газа (н. у.)
равна 1,25 г;
б) масса 300 мл газа (н.у.) равна 0,857 г. Предложите
возможные формулы газов.
Ответ. а) 28 г/моль, СО, или N2, или С2Н4; б) 64 г/моль, SO2.
7. Серная
кислота
какой
массы
содержит
такое
же
количество
вещества, что и:
а) 4 мг гидроксида натрия;
б) 4,4 кг углекислого
газа;
в) 2,12 г карбоната натрия?
Ответ. а) 0,0098 г; б) 9800 г; в) 1,96 г.
8. В каком объеме метана (н. у.) содержится столько же электронов,
сколько их содержится в 5,6 г железа?
Ответ. В 5,824 л.
9. Сравните число молекул: а) в 1 г водорода и 1 г кислорода; б) в 1 л
водорода и 1 л кислорода; в) в 1 моль водорода и 1 моль кислорода.
Ответ. а) 16 : 1; б) равно; в) равно.
10. Этан какой массы будет содержать 1,204 · 1022 молекул?
Ответ. 0,6 г.

1.2.
Массовая доля элемента в химическом
соединении или в смеси

Массовая доля элемента вычисляется по следующим формулам:
• для смеси ω = m (элемента)

m (смеси)
; ω% = ω · 100;

• для химического соединения AxByCz

ω (А) =
x · M(A)

M(AxByCz) ;
ω (В) =
y · M (В)

M(AxByCz) ;
ω (С) =
z · M (С)

M(AxByCz) .

Массовая доля измеряется в долях единицы. В ответах она дается,
как правило, в процентах (%). Переход от процентов к долям единицы
осуществляется делением на 100.

Примеры решения задач

Пример 1. Вычислите массовую долю азота как элемента в смеси,
содержащей 1,5 моль азота и 0,5 моль аммиака.
Решение:
m(N2) = n(N2) · M(N2) = 1,5 · 28 = 42 г;
m(NH3) = n(NH3) · M(NH3) = 0,5 · 17 = 8,5 г;