Общая химия

УДК 54(075.8)
ББК 24я73
 
Т48

Р е ц е н з е н т ы: кафедра общей и биоорганической химии учреждения 
образования «Гродненский государственный медицинский университет» (кандидат химических наук, доцент В.В. Болтромеюк); заведующий кафедрой 
неорганической химии Белорусского государственного университета кандидат 
химических наук, доцент Е.И. Василевская

Ткачев, С. В.
Общая химия : учебное пособие / С. В. Ткачев, 
В. В. Хрусталев. – Минск : Вышэйшая школа, 2020. – 
495 с. : ил.
ISBN 978-985-06-3272-2. 
Освещены вопросы физической, аналитической, коллоидной и 
общей химии, имеющие существенное значение для формирования научного стиля мышления специалистов медицинского профиля. Содержатся тестовый самоконтроль, задачи для самостоятельного решения 
и примеры решения расчетных задач.
Учебное пособие соответствует типовым программам по «Общей 
химии» для студентов специальностей «Лечебное дело», «Педиатрия», 
«Медико-профилактическое дело», «Стоматология». Может быть использовано студентами учреждений высшего образования, обучающимися по биологическим специальностям, а также по специальности 
«Фармация».
УДК 54(075.8)
ББК 24я73

Все права на данное издание защищены. Воспроизведение всей книги или 
любой ее части не может быть осуществлено без разрешения издательства.

ISBN 978-985-06-3272-2  
  Ткачев С.В., Хрусталев В.В., 2020
 
 Оформление. УП «Издательство
 
“Вышэйшая школа”», 2020

Т48

ПРЕДИСЛОВИЕ

Качество подготовки врачей существенно зависит от уровня 
их образования в области фундаментальных наук: биологии, 
химии и физики. Роль и место химии в системе естественнонаучных дисциплин определяется тем, что врачу в большей или 
меньшей степени приходится иметь дело с веществами и их 
растворами. Без начальных сведений из курса общей и медицинской химии нельзя успешно освоить материал биоорганической химии, биологической химии, нормальной и патологической физиологии, гистологии, фармакологии, экологической 
медицины и других медико-биологических дисциплин.
Развитие медицины и биологии все больше сдвигается в 
сторону изучения процессов, протекающих на молекулярном и 
субмолекулярном уровнях, так как именно здесь следует искать 
причины возникновения различных форм заболеваний и специфичность наследственных признаков. Изучение молекулярной биологии невозможно без глубокого знания химических 
и физических процессов в живых системах, поскольку они 
оказывают решающее влияние на характер развития организма.
При исследовании молекулярных механизмов физиологических и патологических процессов медики в конечном счете 
изучают различные химические реакции, протекающие в биологической среде. Все химические реакции в живом организме 
начинаются, протекают и прекращаются под влиянием других 
систем организма, и в первую очередь нервной и гуморальной. 
Первые врачи-химики – создатели ятрохимии – обратили внимание на биологически активные вещества, которые образуются в организме и оказывают действие через кровь и лимфу. 
Значительные изменения в технологии проведения химических 
и физико-химических исследований в медицине подтверждают 
востребованность медицинской химии, основная задача которой 
приложение химических знаний для развития медицины. Медицинская химия изучает процессы жизнедеятельности в организме, опираясь на теоретические основы общей, неорганической, физической и коллоидной химии. В медицине уже становятся привычными такие термины, как биоэнергетика, фармакокинетика, биогенные элементы, электрофорез, осмолярность 
и осмоляльность, осмотическое и онкотическое давление, гемосорбция и гемодиализ.

Химические методы широко применяются в практике научно-исследовательских лабораторий и являются фундаментальной основой для разработки новых методов диагностики и 
лечения в клинике. Знание теоретических и практических основ 
химии помогает формированию научного мышления врача.
Учебно-образовательный материал книги состоит из четырех 
частей.
В первой части рассматриваются строение вещества, периодический закон и комплексные соединения.
Во второй части излагаются основы физической химии. 
Главные разделы ее – химическая термодинамика и кинетика 
химических реакций – являются теоретической основой биоэнергетики и энзимологии. Здесь же рассматриваются современные основы учения о растворах, способствующие изучению 
электролитного баланса, кислотно-щелочного равновесия, диффузионных и осмотических явлений, физико-химии физиологических и патологических гомо- и гетерогенных систем в организме человека. Для освоения биоэлектрохимии и электрохимических методов исследования в биологии и медицине акцентируется внимание на основных положениях электрохимии.
Третья часть книги посвящена химическому анализу, в частности титриметрическому анализу и условиям его проведения.
Немаловажное место в подготовке врача, владеющего современной техникой лабораторных исследований, занимает 
коллоидная химия, основы которой предлагаются к изучению 
в  четвертой части книги. Даются основы физико-химии поверхностных явлений, дисперсных систем и растворов высокомолекулярных соединений, необходимых для понимания структуры биологических мембран, сущности процессов гемо- 
и  лимфосорбции, энтеросорбции.
Считаем, что большую помощь в освоении курса могут 
оказать приводимые по каждой теме задания для самостоятельной работы (тесты и расчетные задачи). Для облегчения понимания студентами излагаемого материала приводятся примеры 
решений типовых задач.
Авторы

ЧАСТЬ ПЕРВАЯ. ОБЩАЯ ХИМИЯ

ГЛАВА 1. СТРОЕНИЕ АТОМА 

1.1. История развития учения о строении атома

Все вещества состоят из атомов. Понятие «атом» (др.-греч. 
atomos – неделимый) впервые сформулировал древнегреческий 
философ Демокрит (IV–III вв. до н.э.), который считал, что из 
мельчайших, неделимых частиц состоят все предметы окружающего нас мира. Представление о неделимости атома разрушилось в начале ХХ в.: ученые доказали, что атом имеет сложное 
строение и состоит из более мелких частиц. В 1904 г. английский 
физик Дж. Томсон впервые предложил модель строения атома, 
согласно которой атом можно представить в виде положительно 
заряженной сферы с вкрапленными в нее электронами. Опытами 
английского физика Э. Резерфорда в 1910 г. при бомбардировке 
металлической фольги α-частицами было установлено, что некоторые α-частицы рассеиваются фольгой. Эти опыты позволили Э. Резерфорду предложить планетарную модель атома, смысл 
которой заключался в том, что в центре атома существует положительно заряженное ядро малого размера, а вокруг ядра 
вращаются электроны по круговым или эллиптическим орбитам 
подобно планетам Солнечной системы. В дальнейших экспериментах было установлено, что объем ядра примерно в 100 000 раз 
меньше объема всего атома. Но теория Э. Резерфорда не смогла 
объяснить, почему электрон, который движется вокруг ядра и 
непрерывно излучает энергию, не падает на ядро. 
В 1913 г. английский ученый Г. Мозли выдвинул предположение о том, что основной характеристикой атома является 
заряд ядра, который увеличивается на единицу при переходе от 
одного элемента Периодической системы химических элементов 
(таблицы Менделеева) к следующему. К тому времени элементы располагались в Периодической системе в порядке увеличения их атомных масс, но в некоторых случаях элементу с меньшей атомной массой предшествовал элемент с большей атомной 
массой (например, элемент теллур стоял перед элементом иод), 
что объяснялось сходством химических свойств. Г. Мозли предложил термин «атомный номер» (z). Атомный номер, как известно, равен числу протонов.

Также было установлено, что заряд протона равен заряду 
электрона по абсолютной величине. В целом атом электронейтрален, и число протонов равно числу электронов. Масса электрона приблизительно равна 1/1840 массы протона, а масса 
многих легких атомов примерно в 2 раза больше суммарной 
массы содержащихся в них протонов. Возникло предположение 
о существовании электронейтральной частицы, которая была 
открыта в 1932 г. английским физиком Д. Чедвиком и названа 
нейтроном. Таким образом, атом – сложнейшая микросистема, 
состоящая из положительно заряженных ядер и отрицательно 
заряженных электронов. Главные характеристики электрона, 
протона и нейтрона даны в табл. 1.1.

Таблица 1.1. Абсолютные и относительные значения масс и зарядов 
элементарных частиц, из которых состоит атом

Частица
Символ
Масса покоя, кг
Массовое 
число
Заряд, Кл
Относительный 
заряд

Протон
р
1,673 ∙ 10–27
1
+1,602 ∙ 10–19
+1

Нейтрон
n
1,675 ∙ 10–27
1
0
0

Электрон
е
9,1 ∙ 10–31
0
–1,602 ∙ 10–19
–1

Нейтроны и протоны имеют сравнимый размер, около 
2,5 ∙ 10–15 м, хотя размеры этих частиц определены недостаточно точно.
Свойства ядра зависят главным образом от его строения, т.е. 
от числа протонов и нейтронов. Число протонов в ядре определяет заряд ядра и его принадлежность к данному химическому 
элементу. Другой важной характеристикой ядра является массовое число А, которое равно общему числу протонов Z и нейтронов N в нем:

А = Z + N.

Атомы с одинаковым числом протонов, но с разными массовыми числами называются изотопами. Например, химический 
элемент водород имеет три природных изотопа: 1
2
3
H,
,
 H
H
 

(1, 2, 3 – массовые числа). 

П р и м е ч а н и е. Получены также чрезвычайно короткоживущие изотопы 
водорода с массовыми числами от 4 до 7 и с периодами полураспада 10–22–
10–23 с.

Массу покоя атома часто выражают в атомных единицах 
(а.е.м.), или дальтонах (Да). Эта единица определяется как 1/12 
часть массы покоя нейтрального атома углерода-12, которая 
приблизительно равна 1,66 ∙ 10–24 г. 

1.2. Квантово-механическая модель строения атома 

В 1913 г. Н. Бор выдвинул революционное предположение 
о том, что общая энергия электрона (кинетическая плюс потенциальная) в атоме квантуется, т.е. имеет строго определенное 
значение. Согласно Н. Бору электроны в атоме могут двигаться 
вокруг ядра по строго заданным орбитам с определенным значением энергии. При переходе электрона с одной орбиты на 
другую электрон поглощает или испускает энергию в виде 
квантов, т.е. определенных порций. Каждая орбита имеет номер 
n (1, 2, 3, 4, …), который назвали главным квантовым числом. 
Теория Н. Бора заложила основу для квантовой механики, которая изучает движение электронов, протонов, нейтронов и 
других частиц, обладающих ничтожной массой. В 1924 г. французский физик Л. де Бройль сделал предположение о корпускулярно-волновом дуализме фундаментальных частиц. Этот дуализм означает, что движущийся электрон обладает некоторыми 
свойствами частицы и некоторыми свойствами волны. 
Следующий этап в развитии представлений о состоянии 
электрона в атоме связан с принципом неопределенности, сформулированным В. Гейзенбергом (1927). Согласно этому принципу невозможно точно определить одновременно скорость  движения электрона и его координаты. Чем точнее 
определяются координаты электрона, тем менее точно определяется его скорость, и наоборот, чем точнее определяется скорость движения электрона, тем менее точным становится определение его положения в пространстве вокруг ядра. Таким образом, состояние электрона в атоме не может быть представлено как движение материальной частицы по орбите. Квантовая 
механика использует идею о статистической вероятности нахождения электрона в определенной точке пространства вокруг 
ядра атома. Нахождение электрона, таким образом, ограничено 
в пространстве притяжением электрона к ядру. Область пространства вокруг ядра, в пределах которой встречается электрон, 
называется электронным облаком. Чем сильнее связь между 
ядром и электроном, тем меньше электронное облако и 
тем  плотнее распределение заряда. Та часть (пространства) 

электронного облака, в пределах которой электрон встречается 
с вероятностью 90%, называется атомной орбиталью или 
просто орбиталью.
Необходимо заметить, что понятие «орбиталь» существенно отличается от понятия «орбита». Орбита в теории Н. Бора 
означала путь электрона вокруг ядра. Орбиталь характеризует 
вероятность нахождения электрона в определенном пространстве вокруг ядра атома и ограничена в трехмерном пространстве 
поверхностями той или иной формы (рис. 1.1).

1.3. Квантовые числа электрона

По современным представлениям квантовой механики, энергетическое состояние электрона в атоме описывается четырьмя 
квантовыми числами.
Главное квантовое число n. Число n может принимать положительные значения чисел от 1 до ∞. 
Под значением числа n, равного ∞, подразумевают, что 
электрону сообщена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома). Чем больше значение n, тем 
большим запасом энергии обладает электрон, тем слабее он 
связан с ядром и тем больше размер орбитали. 
Совокупность орбиталей с одинаковым значением главного 
квантового числа, т.е. орбиталей с близкими значениями энергий, составляет одну электронную оболочку или энергетический 
уровень. 
Значение главного квантового числа характеризует:
y
y номер энергетического уровня (в теории Бора – номер 
орбиты);

Рис. 1.1. Изображение орбитали (а) и орбиты (б)

y
y интервал энергий электронов, находящихся на этом уровне;
y
y размеры орбиталей (в теории Бора – радиусы орбит);
y
y число подуровней данного энергетического уровня (первый уровень состоит из одного подуровня, второй – из двух, 
третий – из трех и т.д.).
В Периодической системе Д.И. Менделеева значению главного квантового числа соответствует номер периода, поэтому 
практически n имеет значения от 1 до 7.
С увеличением значения n увеличивается число электронов 
на данном энергетическом уровне. Максимальное число электронов на каждом энергетическом уровне равно 2n2.
Орбитальное квантовое число l. Число l характеризует 
энергию электрона на подуровнях внутри энергетического 
уровня и геометрическую форму атомной орбитали. Орбитальное квантовое число зависит от главного квантового числа и 
принимает следующие значения:

l = 0, 1, …, (n – 1).

Например, если n = 1, то l принимает только одно значение 
(l = 0, форма орбитали сферическая и называется s-орбиталью). 
Если n = 2, то l принимает два значения – 0 и 1, и т.д. При l = 1 
орбиталь имеет форму гантели и называется p-орбиталью. 
При l = 2 форма орбитали четырехлопастная и орбиталь называется d-орбиталью. Еще более сложной является геометрическая форма атомной f-орбитали при l = 3. Каждому 
значению l на данном энергетическом уровне соответствует 
определенный энергетический подуровень. Так, при 
l = 0, 1, 2, 3 электроны находятся соответственно на s-, p-, d- и 
f-подуровнях и электроны называют s-, p-, d- и f-электронами. 
Возможное число подуровней для каждого энергетического 
уровня равно номеру этого уровня (табл. 1.2) и числу возможных значений l.

Таблица 1.2. Число подуровней, определяемых значением n

Значение n 
1
2
3
4
5

Значение l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
0
1
2
3
4

Буквенное
обозначение l
s
s
p
s
p
d
s
p
d
f
s
p
d
f
g

Число
подуровней 
1
2
3
4
5

Любой р-подуровень состоит из трех атомных орбиталей, 
d-подуровень – из пяти атомных орбиталей, f-подуровень – из 
семи атомных орбиталей. 
Магнитное квантовое число m. Число m характеризует 
число орбиталей на данном подуровне и определяет их ориентацию в пространстве. Оно принимает целочисленные значения 
от – l до + l, включая ноль: m = – l, …, 0, …, + l. Набор из трех 
квантовых чисел (n, l и m) описывает орбиталь. При l = 0 для 
любого значения n магнитное квантовое число равно 0. Действительно, на каждом уровне имеется одна s-орбиталь. При 
l = 1 магнитное квантовое число имеет всего три значения: –1, 
0, +1. Это означает, что на р-подуровне имеются три р-орбитали 
с ориентацией вдоль осей х, у, z (рис. 1.2). 

Спиновое квантовое число s (иногда обозначается ms) . 
Электрон обладает собственным моментом количества движения, 

Рис. 1.2. Пространственные конфигурации s-, p- и d-орбиталей