Общая и бионеорганическая химия

МИНИСТЕРСТВО НАУКИ И ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ  
РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

УРАЛЬСКИЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ 
ИМЕНИ ПЕРВОГО ПРЕЗИДЕНТА РОССИИ Б. Н. ЕЛЬЦИНА

Н. А. Тарасова, А. Ф. Гусева

ОБЩАЯ
И БИОНЕОРГАНИЧЕСКАЯ
ХИМИЯ

Учебно-методическое пособие

Рекомендовано
методическим советом Уральского федерального университета 
в качестве учебно-методического пособия для студентов вуза, 
обучающихся по направлениям подготовки  
06.03.01 «Биология», 05.03.06 «Экология и природопользование», 
30.05.01 «Медицинская биохимия», 30.05.02 «Медицинская биофизика»

Екатеринбург
Издательство Уральского университета
2019

Т19
Тарасова, Н. А.
Общая и бионеорганическая химия : учеб.-метод. пособие / 
Н. А. Тарасова, А. Ф. Гусева ; М-во науки и высш. образования 
Рос. Феде рации, Урал. федер. ун-т. — Екатеринбург : Изд-во Урал. 
ун-та, 2019. — 107 с.

ISBN 978-5-7996-2522-1

В пособии приводятся теоретические основы общей химии и химии 
элементов, а также представлены задания, предназначенные для самостоятельной работы студентов.
Предназначено для студентов первого курса биологического факультета, 
изучающих общую и бионеорганическую химию.
УДК 546(075.8)
ББК 24.1я73

УДК 546(075.8)
ББК 24.1я73
 
Т19

ISBN 978-5-7996-2522-1 
© Уральский федеральный университет, 2019

Ре ц е н з е н т ы:
лаборатория квантовой химии и спектроскопии
Института химии твердого тела УрО РАН
(заведующий лабораторией доктор химических наук 
М. В. Кузнецов);
А. В. Соколова, кандидат медицинских наук,
врач отделения функциональной и ультразвуковой диагностики
ГБУЗ СО «Свердловская областная больница № 2»

ОГЛАВЛЕНИЕ

Предисловие 
4

Основы общей химии 
5
Тема 1. Атомно-молекулярное учение 
5
Тема 2. Строение атома 
11
Тема 3. Периодический закон 
19
Тема 4. Химическая связь 
24
Тема 5. Химическое равновесие в растворах электролитов 
32

Основы химии элементов 
47
Раздел 1. Металлы 
47
Тема 1. Металлы —  элементы главных подгрупп 
47
Тема 2. Металлы —  элементы побочных подгрупп 
51
Раздел 2. Неметаллы 
62
Тема 1. Углерод и кремний 
62
Тема 2. Азот и фосфор 
70
Тема 3. Кислород и сера 
79
Тема 4. Водород. Галогены 
85

Оценочные средства для проведения аттестации 
95

Список рекомендуемой литературы 
105

ПРЕДИСЛОВИЕ

Дисциплина «Общая и бионеорганическая химия» является 
первой дисциплиной образовательного модуля «Физико-химические основы жизни», входящего в базовую часть учебного плана 
студентов, обучающихся по направлению «Биология» в Институте 
естественных наук и математики УрФУ.
В первых разделах дисциплины, посвященных изучению общей 
химии, излагаются основные понятия, теории и законы химии, основу которых составляют учение о строении атома и Периодический 
закон Д. И. Менделеева. У студентов формируется представление 
о путях развития и становления химической науки, понимание 
о взаимосвязи состава, строения и свойств вещества.
В последующих разделах детально рассматриваются строение 
и свойства химических элементов и их важнейших соединений. Особое внимание уделяется изучению неорганической химии именно 
биологически значимых элементов, рассматривается роль неорганических веществ в жизнедеятельности организма.
Занятия по дисциплине «Общая и бионеорганическая химия» 
проводятся в виде лекций и лабораторных работ. Учебно-методическое пособие включает в себя краткое изложение теоретических 
основ общей химии и химии элементов. После каждого раздела 
представлены задания, предназначенные для самостоятельной работы студентов.

ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ

Тема 1. Атомно‑молекулярное учение

Теоретическая часть
В основе атомно-молекулярного учения (АМУ) лежит идея дис
кретности, т. е. прерывности, материи. Становление АМУ можно 
рассматривать исторически, так как оно совпадает со становлением 
химии как науки.
Первый этап относится ко времени Древней Греции. Греческий 
ученый Левкипп (ок. 500–440 гг. до н. э.) и его ученик Демокрит 
(ок. 470/460–360 гг. до н. э.) сформулировали первые атомистические идеи. Так, Демокрит утверждал, что Вселенная состоит из пустоты (вакуума) и атомов, которые вечны и неделимы. Он считал, 
что атомы разных веществ (например, воды и железа) одинаковы, 
но различаются внешне. Атомы воды гладкие и круглые, могут 
скользить, а атомы железа шероховатые, цепляются друг за друга 
и образуют твердое тело.
Таким образом, этот период, который называют натурфилософским, был чисто умозрительным, однако впервые было предположено, что вещество состоит из отдельных малых частиц —  атомов 
(от греч. atomos —  неделимый).
Второй этап развития произошел в Западной Европе в Средние 
века и может быть назван алхимическим. В это время поиски «фило

софского камня» привели к развитию математики, фармацевтики, 
постановке вопросов о природе веществ и их превращений.
Третий этап охватывает XVI–XVIII вв. — до начала XIX в. В это 
время формулируются законы, которые стали базой для превращения химии в науку, использующую математические методы, 
а не описательные.
Рассмотрим основные законы химии:
1. Закон сохранения массы.
Закон открыт и экспериментально обоснован великим русским 
ученым М. В. Ломоносовым. В 1748 г. закон был впервые сформулирован, а в 1756 г. экспериментально подтвержден на примере обжига 
металлов в заполненных сосудах.

 
 Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, 
образующихся в результате реакции.

В 1760 г. Ломоносов сформулировал основные положения АМУ:
1. Все вещества состоят из корпускул (молекул); корпускулы 
состоят из элементов (атомов).
2. Корпускулы находятся в непрерывном движении.
3. В ходе химических реакций происходит перегруппировка 
элементов (атомов) и образуются новые корпускулы (молекулы).
Данные положения являются справедливыми для веществ молекулярного строения. Позже, в 1789 г., французский химик Антуан 
Лавуазье установил, что при химических реакциях сохраняется 
не только общая масса веществ, но и масса каждого из элементов, 
входящих в состав взаимодействующих веществ.
В 1805 г. английский ученый Джон Дальтон сформулировал 
теорию, которую называют атомистикой Дальтона:
1. Все вещества состоят из мельчайших частиц —  атомов. В ходе 
химической реакции атомы не разрушаются и не исчезают, общее 
число атомов до и после реакции постоянно, т. е. суммарная масса 
постоянна;
2. Простые вещества состоят из простых атомов, а сложные —  

из сложных атомов.

Достоинствами данной теории явилось то, что Дальтон развил 
учение о массе, ввел понятие относительной атомной массы по водороду. В качестве недостатка необходимо отметить, что Дальтон 
сделал шаг назад от учения Ломоносова, так как не выделил двух 
уровней организации материи.
В 1905 г. Альберт Энштейн показал, что между массой и энергией 
тела существует связь:

Е = mc2,

где с —  скорость света в вакууме (с ≈ 108 м/с).
Таким образом, при химических реакциях всегда выделяется или 
поглощается энергия, следовательно, возможно изменение массы 
за счет поглощения или выделения энергии.
Необходимо запомнить, что для химических реакций тем энергиям, которые выделяются или поглощаются (а это десятки или сотни 
кДж), соответствуют малые изменения массы (за счет большого 
множителя c2) ~10–8–10–9 г, что лежит за пределами чувствительности 
измерений. Поэтому при химических реакциях можно не принимать 
во внимание эти изменения массы.
Таким образом, ранее считалось, что носителями химических 
свойств является молекула. Однако сегодня известно, что вещества 
не всегда состоят из молекул. Так, соль NaCl, находясь в твердом 
состоянии, имеет ионную структуру, кремний —  атомную. Тогда 
носителями химических свойств являются не молекулы, а комбинации ионов или атомов, которые образуют вещество.
2. Закон постоянства состава химических соединений был 
сформулирован Жозефом Луи Прустом в 1808 г.

 
 Любое химически индивидуальное соединение имеет один 
и тот же количественный состав независимо от способа его получения.

Это означает, что соотношения между массами элементов, входящих в состав соединения, являются постоянными величинами. 
Однако в начале XX в. было показано, что твердые вещества немолекулярного строения могут иметь переменный состав (оксиды, 

нитриды, сульфиды, карбиды). Причиной данного явления выступает дефектность кристаллической решетки. Понятие молекулы к таким веществам неприменимо. Используется термин фаза 
(гомогенная часть гетерогенной системы). К таким фазам понятие 
молекулярной массы неприменимо, поэтому вводится термин «масса 
формульной единицы» (формульная масса).
Таким образом, закон постоянства состава не является всеобщим, и его современная формулировка имеет следующий вид.

 
 Состав соединений молекулярной структуры является постоянным 
независимо от способа получения.

3. Закон кратных отношений был сформулирован Джоном 
Дальтоном в 1803 г.

 
 Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то массовые количества одного элемента, приходящиеся на одно и то же массовое количество другого, относятся 
между собой как небольшие целые числа.

Так, например, молекула воды H2O состоит из атомов водорода Н и кислорода О в весовом соотношении 1 : 8, т. е. 1 г водорода 
соединяется с 8 г кислорода (экспериментально подтвержденный 
факт). В перекиси водорода H2O2 данное соотношение 1 : 16. При 
одном и том же количестве водорода массы кислорода из H2O и H2O2 
относятся как 8 : 16, т. е. как 1 : 2 (небольшие целые числа).
Данный закон применим:
а) для соединений молекулярного строения;
б) при условии постоянства изотопного состава.
4. Закон эквивалентов был сформулирован Иеремией Рихтером 
в 1792 г.

 
 Вещества взаимодействуют друг с другом в определенных эквивалентных соотношениях независимо от своей природы. Эквивалентные отношения являются физическими постоянными.

Также существует другая формулировка данного закона:

 
 Массы (объемы) реагирующих веществ пропорциональны их 
эквивалентным массам (объемам).

5. Закон объемных отношений был сформулирован Жозефом 
Луи Гей-Люссаком в 1805 г.

 
 Объемы вступивших в реакцию газов относятся друг к другу 
и к объемам реагирующих газов как небольшие целые числа.

6. Закон Авогадро открыт в 1811 г. итальянским ученым Амедео 
Авогадро.

 
 В равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число 
молекул.

Следствие этого закон гласит, что при нормальных условиях —  

н. у. (Т = 0 °C, Р = 1 атм. = 101,3 кПа = 760 мм рт. ст.) 1 моль любого 
газа занимает объем 22,4 л.
В 1 моле любого вещества содержится NA = 6,02 ∙ 1023 молекул 
(NA — число Авогадро).
Основные понятия АМУ
Атом —  наименьшая, химически неделимая частица вещества, 
входящая в состав простых и сложных веществ и состоящая из элементарных частиц (протонов, нейтронов, электронов).
Молекула —  наименьшая химически делимая частица вещества, 
состоящая из атомов, имеющая постоянный состав и являющаяся 
носителем реакционной способности вещества.
Ион —  заряженная частица, образованная путем присоединения 
или отдачи электронов атомом.
Моль —  количество вещества, которое содержит столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов), сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода 12С. В молях измеряется количество 
вещества.

Количество вещества —  физическая величина, указывающая 
на число структурных единиц вещества относительно постоянной 
Авогадро.
Атомная масса —  отношение средней массы атома при его природном изотопном составе к 1/12 массы атома изотопа углерода 12С. 
Является безразмерной величиной.
Молекулярная масса —  отношение массы одной молекулы (или 
одной формульной единицы) вещества к 1/12 массы атома изотопа 
углерода 12С. Является безразмерной величиной.
Молярная масса —  масса 1 моля структурной единицы вещества; 
равна отношению массы вещества к его количеству.
Молярный объем газов —  отношение объема, занимаемого веществом, к его количеству. Vm = 22.4 л/моль.

Современная наука разделяет все материальные объекты на вещества и поля (электромагнитное, гравитационное и др.).
Вещество —  это материальное образование, состоящее из элементарных частиц, имеющих массу покоя.
С химической точки зрения вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества состоят из химически связанных атомов 
одного вида химического элемента. Сложные вещества состоят 
из атомов разных элементов.
Простое вещество следует отличать от понятия «химический 
элемент».
Химический элемент —  совокупность атомов, обладающих одинаковым зарядом ядра.
Химическое соединение —  однородное вещество постоянного или 
переменного состава с определенным химическим строением, образованное из атомов одного или нескольких химических элементов.

Упражнения для самостоятельной работы
1. Рассчитайте, сколько молекул содержится в 36 мл дистиллированной воды, если ее плотность равна 1 г/см3.
2. Определите, какое количество вещества содержится в 5.6 л 
н. у. монооксида углерода.